reacciones de oxidación reducción

Reacciones de transferencia de electrones

Reacciones red-ox

Conceptos de oxidación y reducción

� Clásico:– oxidación (proceso en el que un elemento

gana oxígeno)– reducción (proceso en el que un elemento

pierde oxígeno)

– 2Ca + O2 → 2CaO

Conceptos de oxidación reducción

– Actual (electrónico) :• Mg+ S→ MgS• Mg → Mg2+ + 2e- (pérdida de e, oxidación)

• S + 2e- → S2- (ganancia de e, reducción)

• el Mg se oxida ⇒ es el reductor• el S se reduce ⇒ es el oxidante• del nº de oxidación:

– oxidación: aumento del nº de oxidación– reducción: disminución del nº de oxidación.

Número de oxidación� Carga que tendría un átomo de un

elemento si el compuesto del que forma parte estuviese constituido por iones.

� REGLAS: el nº de oxidación– de cualquier elemento en estado natural es

cero.– Del oxígeno en sus compuestos es -2,

excepto en los peróxidos, que es -1.– El H combinado con elementos

electronegativos es +1; combinado con elementos electropositivos es -1.

Reglas del nº de oxidación

– De los metales alcalinos en sus compuestos +1; de los alcalinotérreos, +2.

– En sus combinaciones con los metales, el nº de oxidación de los halógenos es siempre -1; y el de los anfígenos , -2.

– La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto debe ser nula, y en el caso de iones debe ser igual a la carga.

Conceptos en las reacciones red-ox

� Agente oxidante: especie que oxida, capaz de captar electrones, se reduce.

� Agente reductor: especie que reduce, capaz de ceder electrones, se oxida.

� Par red-ox: conjunto formado por la forma oxidada y la forma reducida de una sustancia: Zn2+/Zn

� forma oxidada (agente oxidante) Zn2+

� forma reducida (agente reductor) Zn

Ajuste de una reacción red-oxmétodo del nº de oxidación� Asignar nº de oxidación a cada uno de

los átomos de la ecuación.� Identificar los átomos que se oxidan y

que se reducen.� Se separan los pares redox, y se

ajustan en carga; sumando y restando e.

� Se multiplica cada una de las semirreacciones por los números adecuados, de forma que el nº de electrones sea el mismo en ambas

� Se suman las dos semirreacciones y se obtiene la reacción iónica ajustada.

� Se formula y ajusta la reacción molecular, a partir de la iónica ajustada, cuyos coeficientes orientan los coeficientes finales.

método del ión-electrón (dis aq)� Escribir la ecuación en forma iónica.� Escribir las semirreaciones.� Ajustar los átomos ≠ de H y O.� Ajustar el O, añadiendo H2O.

� Ajustar el H, añadiendo H+.� Ajustar las cargas añadiendo e.� Igualar los electrones cedidos a los ganados,

y sumar las semirreacciones.� Simplificar las especies que se encuentren

en los dos lados.� Escribir la ecuación global en forma

molecular.

Método del ión electrón en medio básico

� Cuando se tiene la ecuación iónica neta, seguir los siguientes pasos:– Sumar, en los dos lados, tantos OH- como

H+ haya.– Combinar los OH- con los H+ para formar

H2O.

– Simplificar las moléculas de agua.– Ajustar la ecuación en forma molecular.

Cálculos en reacciones redox

� Equivalente gramo la cantidad de sustancia que gana o pierde 1 mol de electrones.

� Valoraciones red-ox:– lo mismo que las valoraciones ác-base.– En le punto de equivalencia:

• nº de equivalentes de oxidante = nº de equivalentes de reductor.

Electroquímica

� Estudia la relación entre la corriente eléctrica y las reacciones redox.

� Dos tipos de procesos:– pilas: producción de corriente eléctrica a

partir de una reacción redox espotánea.– Electólisis: realización de una reacción

redox no espontánea por medio de una corriente eléctrica.

Pilas galvánicas

� Si sumergimos una barra de Zn en una disolución de sulfato de cobre(II), se observa que el color azul de la disolución desaparece y aparece Cu.

� Se produce la reacción espontánea:– Zn(s)+ Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)– si los electrones que se transfieren los

hacemos pasar por un circuito externo tenemos una pila.

Pila Daniell

� Consta de dos compartimentos separados mediante:– un tabique poroso o– puente salino(tubo en U que contiene

disolución de un electrólito inerte).– Compartimentos que contienen:

• disolución de ZnSO4 y lámina de Zn(electrodo (-), ÁNODO (OXIDACIÓN))

• disolución de CuSO4 y lámina de Cu(electrodo (+), CÁTODO, REDUCCIÓN)

PILA DANIELL� Los electrones se

mueven del (-) al (+) por el circuito externo.

� Representanción de una pila:

� ánodo I electrólito anódico II electrólito catódico I cátodo.

� I(separación de fases); I I(puente salino)

Potencial estándar de reducción

� La fem de una pila= Ecátodo- Eánodo

� fem estándar el valor de E cuando la concentración de todos los iones es 1M y temperatura 25ºC.

� Se toma como referencia el electrodo normal de hidrógeno (electrodo de Pt sobre el que se burbujea H2 gas a p=1atm y t=25ºC, sumergido en una disolución de H+ ,1M).

Potencial estándard de reducción

� Eº de un electrodo es la diferencia de potencial, a 25ºC, entre dicho electrodo, sumergido en una disolución 1M de sus iones y el electrodo normal de H2.

� Para medirlo se forma una pila con el electrodo que se quiere medir (cátodo) y el de H2(ánodo).

– (Pt) H2(1atm) I H+(1M) II Xn+(1M) I X; Eº

Potencial de reducción

� Eº=Eº(de X)-Eº(de hidrógeno)� Eº(de hidrógeno)=0� Eº= Eº(de X)� si Eº>0, en el electrodo X se verifica

espontáneamente la reducción.� Si Eº<0, en el electrodo X se verifica la

oxidación.

Potencial de reducción y espontaneidad.

� En la tabla de potenciales de reducción, aparecen ordenados los elementos.

� Si el potencial es (+), la reacción de reducción del electrodo tiene más tendencia a producirse que la de reducción del H2.

� Si el potencial es (-), el electrodo tiene menos tendencia a reducirse que el H2.

Potencial de reducción y espontaneidad� Cuanto más elevado el potencial de reducción mayor

es la tendencia a reducirse; es decir su carácter oxidante

� Para formar pilas, entre dos pares redox, el de mayor potencial hará de CÁTODO, y el de menor potencial hará de ÁNODO.

� Eº(reacción)=Eº(cátodo)-Eº(ánodo)� si Eº(reacción) es:

– (+), reacción espontánea

– (-), reacción no espontánea.

ELECTRÓLISIS� Descomposición de una sustancia,

(electrolito), mediante la corriente eléctrica.� Producción de una reacción redox no

espontánea, mediante el paso de una corriente eléctrica a través de un electrolito.

� Electrolito: sustancia que, disuelta en el agua o en un líquido polar, o bien fundida, conduce la corriente eléctrica.

� Célula o cuba electrolítica: recipiente o vaso donde se verifica la electrólisis.

� Electrodos: conductores eléctricos (metálicos o de grafito) sumergidos en ele electrolito, denominados ánodo y cátodo.

Electrólisis de NaCl(fundido)

� Se observa desprendimiento de Cl2(g) en el ánodo (+), y Na metálico en el cátodo (-).– A(+): 2Cl- - 2e -→ Cl2(g)

– C(-): 2Na + + 2e - → 2Na

– global: 2Cl-+ 2Na+ → 2Na+ Cl2(g)

– tiene interés industrial.

– Electrólisis de KI en agua: se obtiene I2 en el ánodo, y H2 en el cátodo.

Leyes de Faraday� 1ª: la masa de sustancia liberada es

proporcional a la cantidad de electricidad( q) que circula por el electrolito; q=I.t; q(C), I(A), t(s)

� 2ª: las masas de diferentes sustancias liberadas por la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los equivalentes electroquímicos (masa liberada por el paso de 1C) (g/C)

� m=E(equivalente electroquímico).I.t– m(g); I(A), t(s), E(g/C)

Leyes de Faraday

� Eq(gramo)= masa que se deposita al paso de 1 mol de electrones.

� 1 Faraday= carga que corresponde a 1 mol de e- = 96500 (C) = NA.1,6.10-19 (C)

Pilas y células elctrolíticas

Electrodopositivo

Electrodonegativo

Transformación

PILAS Cátodo(reduc)

Ánodo(oxidaci)

E química→E eléctrica

CÉLULASELECTRO-

LÍTICAS

Ánodo(oxidaci)

Cátodo(reduc)

E eléctrica→E química

(

Aplicaciones de la electrólisis

� Descomposición del agua para obtener hidrógeno y oxígeno (resulta caro)

� Obtención electrolítica de metales.� Afino electrolítico de metales

(purificación).� Depósito electrolítico de metales

(recubrimiento de un metal con otro), cromado, plateado, dorado, etc......

CORROSIÓN� Ataque de un metal como

consecuencia de una reacción del mismo con su medio ambiente.

� Corrosión de Fe:– se requiere agua y oxígeno.– En el ánodo: Fe(s)→Fe2+(aq)+ 2e– en el cátodo:

– O2(g)+ 4H+(aq)+4e → 2H2O (l)

– el Fe2+ se oxida a Fe3+ y forma óxido de hierro (III) hidratado, conocido como orín o herrumbre.

Protección contra la corrosión� Recubrimientos:

– pintura– otro metal (estaño, cinc o cromo), latas de

conserva.

� Protección catódica (colocar junto al metal otro más activo):– hierro galvanizado (Zn)– el metal que se pone para que se oxide se

llama “ánodo de sacrificio)

– Tuberías y cascos de barco (se utilizan placas de magnesio).

Especies redox

� KMnO4 permanganato de potasio

� MnO4- ion permanganato

� K2MnO4 manganato de potasio

� MnO42- ion manganato

� K2Cr2O7 dicromato de potasio

� Cr2O72- ion dicromato

� HNO3 ácido nítrico

� NO3- ion nitrato

Especies redox

� HNO2 ácido nitroso

� NO2- ion nitrito

� HClO3 ácido cloríco

� ClO3- ion clorato

� HClO ácido hipocloroso� ClO- ion hipoclorito� H2O2 agua oxigenada, peróxido de

hidrógeno.