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Cátedra de Química General e Inorgánica. Electroquimica I Reacciones de óxido-reducción. Dra. Susana Llesuy. 11 de octubre de 2005. Reacciones de óxido-reducción. Son reacciones químicas en las cuales comprenden la transferencias de electrones de una especie a otra.
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Cátedra de Química General e Inorgánica Electroquimica IReacciones de óxido-reducción Dra. Susana Llesuy 11 de octubre de 2005
Reacciones de óxido-reducción Son reacciones químicas en las cuales comprenden la transferencias de electrones de una especie a otra.
Semicelda electroquímica Oxidación Oxidación: Pérdida de electrones. aumenta el número de oxidación. Cu0 (s)→ Cu2+(ac) + 2 e- Reducción Reducción: Ganancia de electrones. Disminuye el número de oxidación. Cu2+(ac) + 2 e- → Cu0 (s)
Reacciones de óxido-reducción Son reacciones químicas en las cuales las sustancias experimentan un cambio en el número de oxidación.
NÚMERO DE OXIDACIÓN. Definimos el número de oxidación ( o estado de oxidación) de un átomo en una sustancia como la carga actual del átomo si existe como ion monoatómico, o una carga hipotética asignada al átomo en la sustancia mediante reglas simples.
Reglas para la asignación de número de oxidación. • elementos : el numero de oxidación de un átomo en un elemento es cero. • iones monoatómicos: el numero de oxidación de un átomo en un ion monoatómico es igual a la carga en el ion. • oxígeno: el numero de oxidación del oxigeno es -2 en la mayor parte de sus compuestos.(una excepción es O en H2O2 y otros peróxidos, en donde el numero de oxidación es -1) • hidrógeno: el numero de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayor parte de sus compuestos. (El numero de oxidación el hidrógeno es -1 en compuestos binarios con un metal, por ejemplo CaH2). • halógeno: el numero de oxidación del fluor es -1 en todos sus compuestos. Cada uno de los otros halógenos (Cl,Br,I) tiene un numero de oxidación de -1 en compuestos binarios, excepto cuando el otro elemento es otro halógeno arriba de el en la tabla periódico, o el otro elemento es oxigeno. • compuestos e iones: la suma de los números de oxidación en un compuesto es cero . La suma de los número de oxidación de los átomos en un ion poliátomico es igual a la carga sobre el ion.
Numero de oxidación de los elementos en sus compuestos
Conceptos básicos • Oxidación: Pérdida de electrones. • Aumenta el número de oxidación. • Zn0(s) Zn2+(ac)+ 2 e • Reductor: Es la sustancia que se oxida. Es una especie que reduce a otra especie.
Reducción: Ganancia de electrones. Disminuye el número de oxidación. Zn2+(ac)+ 2 e Zn0 (s) Oxidante: Es la sustancia que se reduce. Es una especie que oxida a otra especie. Conceptosbásicos
Concepto de oxido-reducción oxidación Agente reductor (se esta oxidando) Zn (s) + Cu2+(aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Agente oxidante (se esta reduciendo) reducción
2 H+ + 2e-H2 Zno Zn2+ + 2e- 2 H+ + ZnoH2 + Zn2+ Par redox Reducción Oxidación
Conceptos básicos • Las reacciones de oxido reduccion son procesos simultáneos. • Siempre se mantiene el principio de electroneutralidad.
Reacciones comunes de oxido-reducción • reacciones de combinación. Es una reacción en la cual dos sustancias se combinan para formar una tercera sustancia. • reacciones de descomposición. Es una reacción en la cual un solo compuesto reacciona para dar dos o mas sustancias. • reacciones de desplazamiento. Es una reacción en la cual un elemento reacciona con un compuesto desplazando un compuesto de él. • reacciones de combustión. Es una reacción en la cual una sustancia reacciona con oxigeno, usualmente con la liberación rápida de calor para producir una flama.
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Na +Cl2 NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combinación Na(s) + ½ Cl2 NaCl 0 0 +1 -1 Al +Br2 Al3Br
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combinación 2Al(s) +3 Br2 2AlBr3 0 0 +3 -1 Na +Cl NaCl Reacciones redox
2HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g) 2KClO3(s) 2 KCl(s) + O2(g) Reacciones de descomposición
2Na(s) + H2O(l) 2NaOH(ac) +H2(g) Ca(s) +2H2O(l) Ca(OH)2(s) +H2(g) Reacciones de desplazamiento de H2
Desplazamiento de halógeno KBr(ac) 2KBr(ac)+Cl2(g) 2KCl(ac)+Br2(l)
Reacciones de desplazamiento de metales Cu(s)+2Ag+(ac) Cu2+(ac)+ 2Ag(s) Zn+CuSO4 ZnSO4+ Cu Cu+2AgNO3 Cu(NO3)2+ Ag Zn(s)+Cu2+(ac) Zn 2+(ac)+ Cu(s)
Fe(s)+2H+(ac) Fe2+(ac)+ H2(g) Mg(s)+2H+(ac) Mg2+(ac)+ H2(g) Zn(s)+2H+(ac) Zn2+(ac)+ H2(g) Reacciones desplazamiento con ácido clorhídrico
Reacción de desplazamiento Cu0 → Cu2+(ac) + 2e- NO3-(ac)+ 2H+(ac)+ 2e-→NO2(g)+ H2O
Desplazan el hidrógeno del vapor Serie de actividad de los elementos Desplazan el hidrógeno del agua fría Desplazan el hidrógeno de los ácidos No reaccionan con los ácidos para dar H2
H2 2 H+ + 2e- O2 + 2e- O2- S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combustión H2 + O2H2 O Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox Reaccion redox de combustión 0 0 +4 -2 S(s) + O2 (g) SO2(g)
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox Reacción redox de combinación. 0 0 +2 -3 Mgo +N2 Mg3N2 nitruro de magnesio 0 0 +2 -2 Mgo(s)+ ½ O2(g) MgO óxido de magnesio
Energía eléctrica Energía química Procesos electroquímicos Procesos redox Electroquímica Estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química
Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+ Par redox
Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+ Cu2+ + 2e- Cuº Mgo Mg2+ + 2e- Par redox Reducción Oxidación
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 Experiencia de John Daniell
Pilas galvánicas o voltaicas Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacción química espontánea para generar corriente eléctrica. Celda electroquímica: Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.
Zn Cu Zn (ánodo) Cu (cátodo) Puente salino
Reacciones de Zn y Cu voltímetro ánodo cátodo Puente salino algodón solución solución es oxidado es reducido en el ánodo en el cátodo a a Reacción neta
Electrodo de referencia Es el electrodo de hidrógeno en condiciones estándar [ H+ ] = 1 M Sobre un conductor H2 a1 atm sólido inerte (Platino) Se le asigna Eº = 0 V 2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g)
Electrodo de hidrógeno operando en condiciones estándar Pt, hilo Tubo de vidrio que contiene H2(g) electrodo Burbujas de H2(g)
Voltímetro Voltímetro H2(g, 1 atm) 2H+(ac, 1M) + 2e 2H+(ac, 1M) + 2e H2(g, 1 atm) Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e Cu2+(ac, 1M) + 2e Cu(s) Celdas que operan en condiciones estándar
1) Proporciona una superficie en la que pueden disociarse las moléculas de hidrógeno H2 2 H+ + 2 e - Porque el electrodo de platino? 2) Sirve como conductor eléctrico eléctrico para el circuito externo.
Variación del potencial de reducción en la tabla periódica. Los valores más negativos se encuentran a la izquierda (reductores) y los positivos a la derecha (oxidantes)
Pilas galvánicas o voltaicas Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacción química espontánea para generar corriente eléctrica. Celda electroquímica: Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.
La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo. La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo. Por convención: El cátodo corresponde al polo positivo de la pila. El ánodo corresponde al polo negativo de la pila. El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentos de los electrodos y completar el circuito eléctrico. El más utilizado es el KCl.
Voltímetro Flujo de electrones Puente salino Ánodo Cátodo
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 ánodo cátodo -Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s) + 1M 1M significa significa Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e Cu2+(ac,1M) + 2e Cu(s) Significa puente salino Diagrama de una pila
¿Cómo determinamos cuál especie se oxida y cuál se reduce? Por medio de la tabla de potenciales de reducción.
Potenciales de electrodo estándar de reducción en agua a 25 C Semireacción de reducción E(V) Agente oxidante fuerte Agente reductor débil Agente oxidante débil Agente reductor fuerte