reacciones de transferencia de electrones oxidación · pdf fileelectrones y...
TRANSCRIPT
08/05/2014
1
Tema 7
Reacciones de transferencia de electrones
Oxidación-reducción
Rama de la química que estudia la interconversión entrela energía eléctrica y la energía química.
Electroquímica
Trata del uso
De las reacciones químicaspara producir electricidad(pila)
De la electricidad paraproducir reacciones químicas(electrólisis)
08/05/2014
2
CONTENIDO
1.- Concepto tradicional de oxidación-reducción.2.- Concepto electrónico de oxidación-reducción.3.- Número de oxidación.4.- Ajustes de reacciones de oxidación- reducción.5.- Estequiometría de las reacciones redox.6.- Electroquímica.7.- Células galvánicas o pilas galvánicas: Pila Daniell.8.- Electrodos: Potencial de electrodo.9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción.10.- Electrolisis: Leyes de Faraday.11.- Corrosión de metales
Combinación de las especies químicas con el oxígeno:
Oxidación: Fe + ½ O2 Ø FeO
Reducción: CuO + H2 Ø Cu + H2O
¿Existen reacciones en las que no interviene el oxígeno?
Fe + S Ø FeS
1.- Concepto tradicional de oxidación-reducción.
08/05/2014
3
2.- Concepto electrónico de oxidación-reducción.
Una reacción de óxido-reducción (reacción redox) es unareacción de transferencia de electrones.
Los electrones son transferidos desde la especie que seoxida, llamada reductor (porque al oxidarse reduce a otraespecie y aumenta su número de oxidación),
a la especie que se reduce, llamada oxidante (porque alreducirse oxida otra especie y disminuye su número deoxidación).
REACCIONES REDOX.
Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurreuna transferencia de electrones.
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Semirreacción de oxidaciónZn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor
Semirreacción de reducciónCu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante
Zn Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e- Cu
Intervienen dos pares redox conjugadosZn2+/ZnCu2+/Cu
08/05/2014
4
CO + ½ O2 CO2
¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica?
Mediante los estados de oxidación
A cada elemento se le asigna un estado de oxidación:
Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados.
CO + ½ O2 CO2
0 -2-2+2 +4
VentajasProporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox
Ayuda a ajustar reacciones redox
La carga electrica formal que parecería poseer un átomo en unamolécula (o compuesto iónico) si los electrones de enlace fuerancontabilizados según ciertas reglas:“los pares de electrones en un enlace entre dos átomos distintos secuentan con el elemento más electronegativo, y entre dos átomosidénticos se reparten equitativamente”.
Ejemplo: ¿Números de oxidación de todos los átomos en HCO3- ?
3.- Número de oxidación.
08/05/2014
5
1.- Los elementos libres (estado sin combinar) tienen un número de oxidación iguala cero.Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4
2.- El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2, excepto enperóxidos, en que es –1. Ejemplos: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2 osus sales O2
2-
3.- El número de oxidación del hidrógeno es +1. Excepto cuando se enlaza a losmetales en compuestos binarios. En estos casos, su número de oxidación es –1.
4.- En iones monatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
5.- Los metales del grupo IA son +1, los metales de IIA son +2 y el flúor essiempre –1
6.- La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula oun ion es igual a la carga en la molécula o el ion.
pág. 217: Ejemplo 1, ejemplo 2
pág. 218: Ejemplo 3, actividades 1, 2, 3
08/05/2014
6
1. Escribir la ecuación sin ajustar
2. Identificar el oxidante y el reductor
3. Escribir las correspondientes semirreacciones iónicas sin
ajustar y sin considerar de momento los electrones
involucrados.
4. Ajustar en cada semirreacción todos los elementos de
manera que aparezca el mismo número de electrones en
ambas.
5. Se suman las dos semirreacciones, cancelándose los
electrones y obteniéndose la reacción neta ajustada.
4.- Ajustes de reacciones de oxidación- reducción.
Ajuste redox en forma iónica
1.
¿Como se ajusta una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+
mediante Cr2O72- en una solución ácida?
Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
2. Separar la ecuación en dos semirreacciones.
Oxidación:
Cr2O72- Cr3+
+6 +3
Reducción:
Fe2+ Fe3++2 +3
3. Ajustar por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones.
Cr2O72- 2Cr3+
+6 +3
08/05/2014
7
4. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para ajustar los átomos de O y H+ para ajustar los átomos de H.
Cr2O72- 2Cr3+ + 7 H2O
14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de lassemirreacciones para balancear las cargas.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Si es necesario, igualar el número de electrones en las dossemirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por uncoeficiente apropiado.
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
5. Unir el lado izquierdo de una semirreacción con el lado izquierdo de laotra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El númerode electrones en ambas partes debe cancelarse.
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación:
Reducción:
14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
Verificar que el número de átomos y las cargas estén ajustadas.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
Para reacciones en solución básica, agregar (OH)- en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación.
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
08/05/2014
8
pág. 221: Ejemplo 4,
pág. 222: Ejemplo 5,
pág. 223: Ejemplo 6, actividad 4, 5
pág. 252: 3 y 4
pág. 224: Ejemplo 7,
pág. 225: Ejemplo 8, actividad 6
pág. 226: Ejemplo 9,
pág. 252: 8pág. 253: 18,19pág. 254: 27,28,29,30,31,pág. 255: 36pág. 259: 4,5
5.- Estequiometría de las reacciones redox.
08/05/2014
9
Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurrenreacciones de transferencia de electrones.
Zn + Cu2+ Zn2+ + CuZn
Cu2+
SO42-
Zn2+
Cu
Reacción por contacto directo.Así no es un dispositivo útil para generarcorriente eléctrica.
Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce unacorriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias auna reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en quese utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacciónquímica no espontánea (célula electrolítica).
6.- Electroquímica.
Zn Zn2+ + 2e-
OxidaciónCu2+ + 2e- Cu
Reducción
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)
(-) (+)
7.- Células galvánicas o pilas galvánicas:Pila Daniell. GalvanicCell.swf
08/05/2014
10
La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entrelos dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, ).
(-) (+)
Unidades: voltios (V)
8.- Electrodos: Potencial de electrodo.
En lugar de tabular valores de º de todas las pilas, tabulamos potenciales de electrodo
• Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se leasigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno.
2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g) º = 0.00 V
8.- Electrodos: Potencial de electrodo.
08/05/2014
11
• Se construyen pilas con un electrodode hidrógeno y otro que cuyo potencialqueramos averiguar y se mide la femde la pila.
• Dicha fem será el potencial estándardel otro electrodo.
8.- Electrodos: Potencial de electrodo.
Se tabulan potenciales estándar (º) de reducción
Serie electroquímica
A mayor º, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del par redox (más oxidante es).
p.ej.: Zn2+ + 2e- Zn º = 0.76 VCu2+ + 2e- Cu º = +0.34 V
Más tendencia a reducirse; más oxidante
9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción.
08/05/2014
12
La fem de una pila se calcula como: º = º(cátodo) º(ánodo)
[reducción] [oxidación]
Para que funcione la pila (reacción espontánea): º > 0
p.ej.: 0.34 – (0.76) = 1.10 V
9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción.
pág. 237: Ejemplo 10,11, actividad 9,10,11
pág. 239: Ejemplo 12,
pág. 240: Ejemplo 13, actividad 12,13
pág. 252: 12, 13, pág. 253: 20, 25pág. 254: 32, pág. 255: 35,39, 40, 42
08/05/2014
13
10.- Electrolisis: Leyes de Faraday.
Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría espontáneamente.
Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
I
Para que se produzca la electrolisis en una cuba hay que estableceruna diferencia de potencial entre sus electrodos que sea, comomínimo, igual a la fuerza electromotriz de la pila que funcionase conlos mismos iones y procesos .
08/05/2014
14
27
ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA, NaCl
La reacción no es espontánea.
Iones Na+: son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón.
Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón.
2NaCl (Ä ) Æ 2Na + Cl2
ELECTROLISIS DEL AGUA
Hay que aplicar una ddp > 1’23 V.
Se produce el doble de H2 que de O2
Para facilitar el proceso hay que añadir unpoco de ácido sulfúrico (no volátil)
08/05/2014
15
ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA
Según el potencial de reducción del catión puede que en el cátodo ocurra una reacción inesperada.
Si Ered catión < Ered de hidrógeno, será éste último el que se reduzca
Como se reducen los H+ quedan los OH-
ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA (2)
Caso 1: electrolisis del cloruro de cobre (II)
Caso 2: electrolisis del cloruro de sodio
¿Por qué?
08/05/2014
16
¿POR QUÉ HAY DIFERENCIAS ENTRE SALES
Esto es debido a que el potencial de reducción delsodio (=-2’71 V) es menor que el del hidrógeno( =0’00 V). Es decir, los iones H+ tienen másavidez por los electrones que los iones Na+ y, poreso se reducen aquellos y no estos.
Sin embargo, el potencial de reducción del cobre essuperior al del hidrógeno, y por eso se reduce elcobre.
pág. 244: 14electrolysis.swf
Los metales con potenciales de reducción estándar menores de -0,8 V no se pueden obtener por
electrolisis de una disolución acuosa de sus sales.
08/05/2014
17
LEYES DE FARADAY
Faraday , en le siglo XIX , estudió experimentalmente la electrolisis
Dedujo las siguientes dos leyes:La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en loselectrodos de una cuba electrolítica es proporcional a lacantidad de electricidad que la atraviesaLa cantidad de electricidad necesaria para liberar un molde cualquier sustancia en una cuba electrolítica es de96500 Culombios multiplicada por el número deelectrones captados o cedidos en el proceso
Matemáticamente ambas leyes se resumen con la siguiente ecuación:
Q= Carga eléctrica (C)F= constante de FaradayNº e - = número de electrones intercambiadosI = Intensidad de corriente (A)T= tiempo (s)
08/05/2014
18
pág. 246: Ejemplo 15,
pág. 252: 15
pág. 253: 21, 22, 23, 26
pág. 254: 33
pág. 255: 37, 38, 41
pág. 260: 6
pág. 261: 7
Aplicaciones de la electrólisis.Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.
08/05/2014
19
Realización de recubrimientos metálicos o depósitos electrolíticos
Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal
Electrodeposición de Ag.
Purificación electrolítica de diversos metales o afino electrolítico
© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.
Electrorrefinado del Cu.
08/05/2014
20
• ¿En qué consiste?
• La corrosión del hierro
• La corrosión del aluminio
• ¿Cómo se puede prevenir?
- Recubrimientos
- Protección catódica
11.- Corrosión de metales
La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno.
De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna.
¿En qué consiste?
08/05/2014
21
• La corrosión del hierro
Formación de herrumbre, óxido férrico, Fe2O3
(característico color rojizo)
Cuál es el motivo por el cual el hierro se corroe fácilmente y otros metales no? ¿De qué depende? De los potenciales estándar de reducción.
El potencial estándar de reducción del par Fe(2+)/Fe es bajo, -0,44V, lo que indica que el hierro metálico tiene tendencia a oxidarse en contacto con elementos que tengan un potencial estándar de reducción superior a este valor
El proceso es bastante complejo y todavía existen lagunas, pero, a grandes rasgos, sucede en dos etapas
ETAPA 1 (en la superficie en contacto con el H2O y el O2 atmosférico) :
Oxidación del hierro metálico a Fe(II):
Oxid. (ánodo):Fe (s) Fe2+(aq) + 2e–
Red. (cátodo): O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– 2 H2O(l)
La reacción global es:
Fe(s) + 1/2 O2 (g) + 2H+(ac) –> Fe2+(ac) + H2O (l)
08/05/2014
22
ETAPA 2:
Oxidación del Fe2+ a Fe3+ :4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) 2 Fe2O3(s)+ 8 H+(aq)
La corrosión del aluminio
El aluminio metálico se recubre espontáneamente de una delgada capa de óxido que evita su corrosión. Al+3/Al
Al3+/Al ) = -1,66 V
Una situación análoga ocurre con el Zinc
Zn2+/Zn ) = -0,76 V
08/05/2014
23
Métodos de prevención de la corrosión
- Recubrimientos
• Pintura
• Pasivación: formación del óxido de hierro , Fe2O3;, de manera rápida.
• Un metal con otro.
• Los botes de conserva de hierro se recubren con una capa de estaño (hojalata).
• Recubrimiento del hierro por una capa de cinc.
- Protección catódica
Consiste en soldar a latubería de hierro a unánodo de Mg que formauna pila con el Fe yevita que éste se oxide,ya que que quien seoxida es el Mg.
Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.