Reaccions REDOX

Reaccions redox

• Oxidació i reducció• Igualació de reaccions redox• Valoracions redox• Piles ( cel·les galvàniques )• Força electromotriu• Electròlisi

Oxidació i reducció Oxidació Reduccióprocés en el qual procés en el qual una substància una substància perd electrons guanya electrons Tots dos processos, oxidació i reducció, s’han de produir de manera simultània; per això s’anomenen reaccions d’oxidació-reducció (REDOX) o reaccions de transferència d’electrons.

Oxidació i reducció http://www.youtube.com/watch?v=zcBaR166QDkhttp://www.youtube.com/watch?v=r1qeV7dO43U http://www.youtube.com/watch?v=wVYyCEfGrGA

Oxidació i reducció Cadascun dels processos que formen la reacció redox s’anomenen semireaccions : Semireacció d’oxidació : Zn (s) → Zn 2+ (aq) + 2 e - Semireacció de reducció: Cu 2+ (aq) + 2 e - → Cu (s)Reacció redox global: Zn (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)

Oxidació i reducció Oxidació del Zn (s) ireducció de l’ió Cu 2+ (aq)

Oxidació i reducció OxidantSubstància que “oxida” ( arrenca electrons a una altra substància ).Els oxidants es redueixen perquè guanyen electrons. ReductorSubstància que “redueix” ( cedeix electrons a una altra substància ).Els reductors s’oxiden perquè perden electrons. Reductor (s’oxida) Zn (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu (s) Oxidant ( es redueix)

Oxidació i reducció Oxidació i reducció en processos biològicsEn els processos biològics també es pot plantejar l’oxidació i lareducció des d’un altre punt de vista:L’oxidació va acompanyada de la pèrdua d’àtoms d’hidrogeni en la reducció es guanyen hidrògens . Un dels processos oxidants més importants, energèticament parlant, del nostre organisme és el cicle de l’àcid cítric o cicle de Krebs . Una de les reaccions redox d’aquest cicle és la transformació del succinat a fumarat mitjançant la reacció amb un enzim transportador d’electrons anomenat flavina adenina dinucleòtid, FAD.

Oxidació i reduccióAgents oxidants més habituals- O2 i O 3- Halògens: F2 , Cl2, Br2 i I2- Lleixiu ( NaClO (aq)) i clorats (ClO3- )- Àcid nítric (HNO3 ) i àcid sulfúric (H2SO4)- Crom hexavalent (Cr6+ )- Permanganat de potassi ( KMnO4 )- Aigua oxigenada (H2O2)Agents reductors méshabituals - Carbó - Monòxid de carboni ( CO) - Sofre i fòsfor - Metalls com l’alumini, magnesi, sodi i potassi

Oxidació i reducció Nombre d’oxidació d’un àtom és la seva càrrega elèctrica, real o teòrica. Nº Nº d’oxidaciód’oxidació H 2O H =+1 ; O =-2Cu 0 HClO H =+1 ; O =-2 ; Cl =+1 HClO 3 H =+1 ; O =-2 ; Cl =+5Ag+ +1 NO 3 - O =-2 ; N=+5Cu2+ +2Cl - -1 KMnO 4 O =-2 ; K =+1; Mn = +7Cl2 0

Oxidació i reducció Nombre d’oxidacióEn una oxidació el nombre d’oxidació augmenta: Cu (s) → Cu 2+ (aq) + 2 e - 0 +2En una reducció el nombre d’oxidació disminueix: Ag + (aq) + e - → Ag (s) +1 0

Oxidació i reduccióNombre d’oxidació

Oxidació i reducció Nombre d’oxidació dels compostos de carboniEs pot deduir considerant que normalment el nombre d’oxidació de l’oxigen és –II i el de l’hidrogen és +I. Exemples: CH4 -> C (-IV) ; CH3OH -> C (-II) HCOH -> C (0) ; HCOOH -> C (+II) ; CO2 -> C (+IV)L’ordre creixent de nombre d’oxidació del carboni en els grups funcionals és: alcà<alquè<alquí<alcohol<cetona o aldehid<àcid carboxílic i èster C-OH C=O O=C-O

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redox Fabricació del ferro i de l’acerA la naturalesa el ferro es troba en estat oxidat (Fe2+o Fe3+)en diversos minerals:- siderita, FeCO3- hematita, Fe2O3- limonita, FeO(OH)·n H2O limonita hematita siderita

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redoxFabricació del ferro i del’acer En les plantes siderúrgiques es tracten els minerals de ferro per obtenir el metall i els seus aliatges. En els alts forns els minerals que contenen ferro (II) i (III) es redueixen amb carbó .

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redox Fabricació del ferro i de l’acerPer fabricar acer s’ha de reduir l’altcontingut en carboni del ferro(màxim 2% de C) i eliminarimpureses (S i P). Aquest conjunt deprocessos es denomina afinatge.En funció del tipus d’acer que esvulgui obtenir s’afegeixen metallscom Mn, Ni, Cr o V .

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redox Fabricació del ferro i de l’acerhttp://www.edu3.cat/Edu3tv/Fitxa?p_id=21547&p_ex=acer

Oxidació i reduccióExemples de reaccions redox Corrosió dels metalls

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redox Corrosió dels metalls Mètodes per evitar la corrosió • Protecció de la superfície amb pintura. • Passivació: formació d’una capa protectora d’òxid del propi metall (alumini). • Recobriment de la superfície amb un altre metall amb poca tendència a oxidar-se (zincat, niquelat, daurat, etc.)Llauna d’alumini Objecte niquelat

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redox Antioxidant s Són molècules capaces d’evitar l’oxidació d’altres molècules, oxidant-se elles mateixes. Els antioxidants tenen diverses funcions: • Evitar l’estrès oxidatiu que pot danyar les cèl.lules • Conservants d’aliments i cosmètics • Aplicacions industrials (evitar degradació del cautxú i la gasolina)Fruites i verdures són fonts d’antioxidants naturals

Oxidació i reducció Exemples de reaccionsredox Fotosíntes i Procés bioquímic mitjançant el qual els organismes fotoautòtrofs transformen el CO2 i l’aigua en glúcids i oxigen amb intervenció de l’energia de la llum solar. Equació general de la fotosíntesi: 6 CO 2 + 6 H 2 O (+ llum)  C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 glucosa En la fase lluminosa del procés l’energia lluminosa excita les molècules de clorofil·la, s’alliberen electrons i es produeix O2 . En la fase fosca se sintetitza la glucosa a partir del CO2. Les molècules de NADPH (nicotinamida adenina dinucleòtid fosfat) i ATP (adenosin trifosfat) emmagatzemen l’energia necessària per portar a terme la reacció.

Oxidació i reducció Exemples de reaccions redox Fotosíntes ihttp://www.youtube.com/watch?v=BYWJHwF_yokVídeo amb una explicació més detallada (en anglès)http://www.youtube.com/watch?v=hj_WKgnL6MI

Oxidació i reduccióExemples de reaccionsredox Catabolisme cel.lular El catabolisme és la part del metabolisme que consisteix en la transformació de molècules orgàniques complexes (oxidació de glucosa, greixos, proteïnes) en molècules senzilles i en lemmagatzematge de lenergia química despresa en forma denllaços fosfat de les molècules d’ATP.

Igualació de reaccions redox Mètode de l’ió-electró Els passos que s’han de seguir per igualar aquest tipus de reaccions són els següents (en medi neutre o àcid ): ...HNO 3 + ...HCl → ... Cl 2 + ...NO + ...H 2 O1. Dissociació iònica en medi aquós: H + + NO 3 - + H + + Cl - → Cl2 + NO + H2O2. Determinar nombres d’oxidació de tots els àtoms: H+ + NO3- + H+ + Cl- → Cl2 + NO + H2O +1 +5/-2 +1 -1 0 +2/-2 +1/-2

Igualació de reaccions redox3. Identificar quina espècie s’oxida i quina es redueix i escriure lessemireaccions: Oxidació: Cl- → Cl2 -1 0 Reducció: NO3- → NO +5 +2 4. Igualar el nombre d’àtoms dels elements que s’oxiden i esredueixen: Oxidació: 2 Cl- → Cl2 Reducció: NO3- → NO

Igualació de reaccions redox5. Igualar el nombre d’àtoms d’oxigen ( afegint molècules d’aigua): Oxidació: 2 Cl- → Cl2 Reducció: NO3- → NO + 2 H 2 O6. Igualar el nombre d’àtoms d’hidrogen ( s’afegeixen protons ): Oxidació: 2 Cl- → Cl2 Reducció: 4 H + + NO3- → NO + 2 H2O

Igualació de reaccions redox7. Igualar les càrregues ( afegint electrons): Oxidació: 2 Cl- → Cl2 + 2 e - Reducció: 4 H+ + NO3- + 3 e - → NO + 2 H2O8. Igualar el nombre d’electrons intercanviats: Oxidació: 3 · ( 2 Cl- → Cl2 + 2 e- ) Reducció: 2 · ( 4 H+ + NO3- + 3 e- → NO + 2 H2O )

Igualació de reaccions redox9 . Sumar les dues semireaccions: Oxidació: 3 · ( 2 Cl- → Cl2 + 2 e- ) Reducció: 2 · ( 4 H+ + NO3- + 3 e- → NO + 2 H2O ) Aquesta és l’equació iònica ajustada10. Si escau, escriure l’equació molecular ajustada : 2 HNO3 + 6 HCl → 3 Cl2 + 2 NO + 4 H2O

Igualació de reaccions redox Calculadora per igualar equacions químiques Usar amb moderació !http://www.gregthatcher.com/Chemistry/BalanceChemicalEquations.aspx?StartsWith=S

Valoracions redox Permeten conèixer la concentració d’un oxidant ( o d’un reductor )mitjançant una reacció redox amb una dissolució de reductor (o oxidant ) de concentració coneguda. • El punt d’equivalencìa s’assoleix quan el nombre d’electrons aportats pel reductor són els necessaris per reduir completament l’espècie oxidant. • Els materials, el procediment i els càlculs a realitzar són semblants als de les valoracions àcid-base.

Càlculs en les volumetries redoxV( ox) · c (ox) · n (ox) = V(red) · C (red) · n(red) Electrons guanyats per Electrons cedits pel l’oxidant reductor V = Volum emprat de dissolució (L o mL) c = concentració ( mol/L) n = nombre d’electrons guanyats o cedits

Valoracions redoxhttp://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/redoxNew/redox.html

Valoracions redoxhttp://www.youtube.com/watch?v=UlTmVWhBu3w Valoració d’una mostra de ferro (II) amb una dissolució de permanganat de potassiMnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+  Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O Quin és l’oxidant? I el reductor? Quina substància fa d’indicador?

Piles Cel·les galvàniquesLes piles i generadors (cel·les galvàniques) són dispositiusmitjançant els quals obtenim energia elèctrica a partir d’una reacció redox espontània.

Piles Pila de Volta (1800) Estava formada per discos de zinc i plata, separats entre si per discos porosos humitejats amb una solució salina saturadaAllesandro Volta (1745-1827 )

Piles Pila Daniell (1836)John F. Daniell (1790-1845)

Piles Pila Daniell Voltímetre( - ) ànode càtode ( + ) Zn (s) Cu (s) Cu2+(aq) Pont salíZn2+ (aq)

Piles Pila Daniell Reaccions en els elèctrodes ( - ) ànode: oxidació Zn (s)  Zn2+ (aq) + 2 e- ( + ) càtode: reducció Cu2+ (aq) + 2 e-  Cu (s)Funcionament:- Els electrons es mouen de l’ànode al càtode a través del filconductor.- El pont salí (o una paret porosa) permet el pas d’ions percompensar les càrregues que es formen i desapareixen a cadaelèctrode.

Piles Funcionament d’una pila (cel.la galvànica)http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swfhttp://www.iesberenguer.net/departaments/fisicaiquimica/tecniques/piladaniell.swf

Piles Pila Daniell ( - ) ànode càtode ( + ) 2 e - 2 e -Zn (s)  Zn 2+ (aq) + 2 e - Cu 2+ (aq) + 2 e -  Cu (s)

Piles Pila Daniellhttp://www.youtube.com/watch?v=hrMuSpaf4tk

PilesPila Daniell

Piles Representació esquemàtica d’una pila( - ) Zn (s)/Zn 2+ (aq) (1 M) // Cu 2+ (aq) (1M)/Cu (s) (+) Ànode Pont salí Càtode o paret porosa

Piles Exercici: escriu la representació simplificada d’aquesta pila

Piles Tipus de cel·les galvàniques Segons si la reacció redox és reversible o no, tenim: Piles Acumuladors (bateries)La reacció redox és irreversible. La reacció redox és reversible. Un cop esgotats els reactius, Si des de l’exterior es genera finalitza la reacció. una diferència de potencial les reaccions s’inverteixen i es regeneren els reactius inicials.

Piles Animacions i simuladors sobre electroquímica(Piles i bateries, elèctrode d’hidrogen, cel.les d’electròlisi, valoracions redox, etc.) http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/sim Cal descarregar i executar els arxius comprimits

Pileshttp://www.edu3.cat/Edu3tv/Fitxa?p_id=17007&p_ex=piles

Piles Tipus de pileshttp://www.consumer.es/web/es/medio_ambiente/urbano/2004/09/02/140162.php

PilesPila seca( Leclanché )

Piles Pila seca ( Leclanché )Ànode: ZnCàtode: MnO2 + CElectròlit: NH4Cl + ZnCl2 Ànode: Zn + 2 OH- ----> ZnO +H2O + 2 e -Càtode: MnO2 + H2O + 2 e - ----> MnO + 2OH¯--------------------------------------------------------- Zn + MnO2 ----> ZnO + MnO

Piles Pila alcalinaÀnode: ZnCàtode: MnO2 + CElectròlit: KOH (30%)

Piles Pila botóÀnode: Zn + 4 OH¯----> Zn(OH)4 ²- + 2 e -Càtode: HgO + H2O + 2 e - ----> Hg + 2 OH¯

Piles Pila recarregable ( Ni- Cd )Ànode: CdCàtode: NiO2Electròlit: KOH (30%)Cd + 2OH¯  Cd(OH)2 + 2 e -2 NiO2 + 2 H2O + 2 e -  Ni(OH)2 + 2 OH¯

Piles Acumulador de plomÀnode: Pb + SO42 -  PbSO4 + 2 e -Càtode: PbO2 + SO42 - + 4 H+ + 2 e -  PbSO4 + 2 H2O

PilesPila de combustible

Piles Pila de combustiblehttp://www.claudio-otero.cl/fuel_cells/

Piles Pila de combustibleH2 (g) O2 (g) + N2 (g)

Piles Pila de combustiblehttp://www.youtube.com/watch?v=xxf1vHeq5rU

Piles Pila de combustibleAvantatges: Inconvenients:• Alt rendiment i eficiència (més • Producció d’hidrogen costosaenergia amb la mateixa quantitatde combustible) • Emmagatzematge (liquat) del gas hidrogen• Residus no contaminants (cremaH2 i O2 i produeix H2O) • Actualment els cotxes amb aquesta tecnologia costen un• No contribueixen a l’efecte 30% més que els convencionalshivernacle (no produeixen CO2) • Alguns problemes tecnològics• Funcionament silenciós (elevat pes de les piles,• Moltes aplicacions (vehicles, enverinament dels catalitzadors,indústries, vivendes, etc.) curta vida útil, etc.)• L’hidrogen és una font d’energiail.limitada• No s’han de “recarregar”, noméscal omplir el dipòsit de combustible(hidrogen, gas natural o metanol).

PilesPiles fotovoltaiquesPermeten obtenir energia elèctrica apartir d’energia lluminosa.Cèl.lula de GrätzelLa llum solar és absorbida per un tintque conté àtoms de ruteni. Els electrons excitats delruteni són cedits a les partícules deTiO 2 que recobreixen l’ànode.Els electrons circulen des de l’ànodeal càtode que conté ions iodur.

Piles Piles fotovoltaiquesÀnode Càtode Cèl.lula de Grätzel

PilesRecollida selectiva ireciclatge Segons la normativa vigent les piles usades estan considerades com a residus perillosos. Això és degut a que els factors ambientals ( humitat, sol ) poden trencar la càpsula externa de les piles i provoquen l’alliberament de substàncies molt tòxiques com el mercuri, el cadmi, el níquel, àcids, etc.. Aquestes sustàncies químiques poden ser arrosegades per l’aigua i ser absorvides per plantes i animals pasant així a formar part de la cadena tròfica .

PilesRecollida selectiva ireciclatge Recollida selectiva Les piles, una vegada utilitzades, s’han de dipositar en contenidors específics per evitar que puguin arribar als abocadors i les incineradores de residus domèstics.

PilesRecollida selectiva i reciclatge Les piles són transportades a un magatzem provisional on es classifiquen i s’envasen en recipients adients per al seu posterior transport i tractament final. D’aquesta forma es fa possible la recuperació dels metals pesants, així com el plástic, paper, etc., que s’incorporen de nou al cicle productiu.

PilesRecollida selectiva ireciclatge Problemes Actualment hi ha molt poques plantes de tractament de piles i el procés és deficitari . La majoria de comunitats autònomes, excepte Catalunya i Euskadi, no disposen de plantes de reciclatge i es limiten a emmagatzemar les piles en abocadors de seguretat. A Espanya cada any es consumeixen uns 500 milions de piles i només es reciclen un 18 % (dades de l’any 2010). L’objectiu de la UE es arribar al 45% l’any 2015.

Piles Recollida selectiva i reciclatgehttp://www.edu3.cat/Edu3tv/Fitxa?p_id=35884&p_ex=piles

Força electromotriu L’energia que ens pot subministrar una pila depèn de la diferència de potencial creada entre els dos elèctrodes,magnitud anomenada força electromotriu d’una pila ( fem )

Força electromotriu Força electromotriu estàndard (Eº pila ) És la diferència de potencial que es crea entre els elèctrodes d’una pila en condicions estàndard ( 25 º C, concentracions =1.0 M, pressió de gasos= 1 atm )Podem calcular la fem d’una pila a partir dels potencials normalsde reducció dels elèctrodes: Eº pila = Eº càtode – Eº ànode Una pila és viable ( reacció espontània ) si Eº pila > 0

Força electromotriuElèctrode de referència Elèctrode de referència ( elèctrode d’hidrogen ) Eº (H + / H 2 ) = 0,0 V

Força electromotriu Elèctrode de referència Applet elèctrode d’hidrogen (cal descarregar i executar l’arxiu .rar)http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html#electrochem

Força electromotriu Potencials estàndard de reducció ( Eº) Eº (Cu 2+ /Cu ) = + 0,34 V ElèctrodeElèctrode de referènciade coure Els potencials estàndard de reducció dels elèctrodes s’han mesurat respecte a l’elèctrode de referència ( elèctrode d’hidrogen ) al qual hom ha assignat el valor Eº (H + / H 2 ) = 0,0 V

Força electromotriuPotencials estàndard de reducció ( Eº)

Força electromotriuPotencials estàndard de reducció ( Eº) Quan més elevat sigui el valor de Eº (M n+ /M), més gran és el caràcter oxidant de l’element ( tendència més gran a reduïr-se ). En una pila el càtode serà l’elèctrode amb el valor més gran de Eº ( M n+ /M )

Força electromotriuCàlcul de la fem d’unapila Càlcul de la fem de la pila Daniel: ( - ) Zn (s)/Zn 2+ (aq) (1 M) // Cu 2+ (aq) (1M)/Cu (s) (+) ànode càtode Eº pila = Eº càtode – Eº ànode Eº pila = Eº(Cu 2+ /Cu ) - Eº(Zn 2+ /Zn ) Eº pila = 0,34 V – ( - 0,76 V ) = + 1,10 V

Força electromotriu Equació de Nernst Permet calcular el potencial d’una pila (Epila) en condicions diferents a les estàndard: E pila = Eº pila – 2,203 R T log Q c W.H. nF Nernst(1864-1941) E pila = potencial de la pila en condicions diferents a les estàndard (V) Eº pila = potencial estàndard de la pila (V) R = 8,314 J · mol -1 · K-1 T = temperatura (K) n = nombre d’electrons intercanviats en la pila F = 96.500 C · mol-1 2,303 = factor per efectuar la conversió de ln (logaritme de Neper) a log (logaritme decimal ) Q c = quocient de reacció en funció de les concentracions molars

Força electromotriuEquació de Nernst

Força electromotriu Tipus d’elèctrodesI. Un metall i l’ió metàl·lic corresponent El mateix metall fa d’elèctrode (el Zn i el Cu en la pila Daniell)II. Dos ions en dissolució S’han d’introduir elèctrodes inerts de grafit o platí per transportar els electrons. Per exemple: elèctrode Fe3+ /Fe2+ .III. Un ió en dissolució i un gas S’anomenen elèctrodes de gasos , per exemple l’elèctrode d’hidrogen

Força electromotriu Espontaneïtat de les reaccions redoxUna reacció redox és espontània quan la fem de la pila que es potconstruir amb els dos parells redox que la componen és positiva: Eº pila > 0 ⇒ Reacció redox espontàniaD’altra banda, si una reacció es espontània en condicionsestàndard es verifica que: ∆Gº <Es pot demostrar que : 0 ∆Gº = - n · F · Eº pila ∆Gº = energia lliure de Gibbs estàndard ( J/mol) n = nombre d’electrons intercanviats en la reacció F = 96 500 C (1 Faraday = càrrega d’un mol d’e- ) Eº pila = força electromotriu de la pila (V)

Força electromotriuEspontaneïtat de les reaccionsredox La variació d’energia lliure (ΔG°) coincideix amb la quantitat màxima d’energia elèctrica disponible en una pila electroquímica.

Electròlisi ElectròlisiConsisteix en utilitzar l’energia elèctrica ( corrent continu ) per produir unareacció redox que no té lloc de manera espontània. O 2 (g) H 2 (g)GeneradorCC(+) Ànode (-) Càtode oxidació reducció Electròlisi de l’aigua

Electròlisi Electròlisi de l’aiguaReaccions en els elèctrodesOxidació ( ànode): 2 H2O (l) → 4 H+ (aq) + O 2 (g) + 4 e-Reducció ( càtode): 4 H+ (aq) + 4 e- → 2 H 2 (g)Reacció redox global : 2 H 2 O (l) → 2 H 2 (g) + O 2 (g)

Electròlisi Electròlisi de l’aiguahttp://www.youtube.com/user/ucomplutensemadrid#p/c/16/t6FFBeXnRDw

ElectròlisiElectròlisi de l’aigua Voltàmetre de Hoffman S’utilitza per realitzar l’electròlisi de l’aigua. Està connectat a una font d’alimentació de corrent continu i permet recollir els gasos produïts en la reacció (O2 i H2).

Electròlisi Electròlisi del NaCl (aq)http://www.skoool.es/content/ks4/chemistry/electrolysis_of_brine/index.html

Electròlisi Electròlisi del KIhttp://www.youtube.com/watch?v=qGU1BDUoOVQ

Electròlisi Diferències entre una pila i una cel·la d’electròlisi Pila Cel.la d’electròlisiUna reacció química redox Es consumeix energia elèctricaprodueix energia elèctrica . per produir una reacció química redox.La reacció redox és La reacció redox no és espontània.espontània. L’ànode és el pol positiu.L’ànode és el pol negatiu. El càtode és el pol negatiu.El càtode és el pol positiu.

Electròlisi Lleis de FaradayI. La massa de substància que es genera alselèctrodes d’una cubeta d’electròlisi ésdirectament proporcional a la quantitat decàrrega ( Q = I · t ) que hi circula.II. La massa de substància que es generaals elèctrodes d’una cubeta d’electròlisi, per a unadeterminada quantitat de corrent, depèn de lamassa atòmica de la substància i delnombre d’electrons intercanviats . Michael Faraday (1791- 1867)

Llei de Faraday Q m = Ar · I · t z·Fm = massa generada (g)Ar = massa atòmica element ( g/mol )I = intensitat de corrent ( A)t = temps (s)Q = càrrega elèctrica ( 1 A · 1 s = 1 Coulomb)Z = nombre d’electrons intercanviats per l’elementF = constant de Faraday = 96500 C/mol

Electròlisi Aplicacions industrials de l’electròlisiGalvanitzats: recobriment de la superfície d’un metall amb unaltre metall més noble (més dificilment oxidable, amb Eº més alt) ,per evitar que el primer es deteriori. Cromats, zincats, niquelats, daurats, etc.

ElectròlisiAplicacions industrials del’electròlisihttp://www.youtube.com/watch?v=PvjDJFPx2P0

Electròlisi Aplicacions industrials de l’electròlisi Purificació del coure (refinament electroquímic)els ions metàl·lics en dissolució es dipositan sobre el càtode.

Electròlisi Aplicacions industrials de l’electròlisi Obtenció d’elementsA partir de la reducció electrolítica de les sals foses dels elements (en la natura es troben oxidats). Coure, mercuri i magnesi

Electròlisi Aplicacions industrials de l’electròlisiObtenció d’alumini a partir de la bauxita (Al 2 O 3 )

Electròlisi Aplicacions industrials de l’electròlisiProducció de gas clor a partir de NaCl fos

Referències de les imatgeshttp://www.sciencephoto.com/AutorJosé Ángel Hernández SantadaríaInstitut Badalona VIIjherna24@xtec.cat“Reaccions redox” de José Ángel Hernández Santadaría està subjecta a unallicència de Reconeixement-NoComercial 3.0 No adaptada de Creative Commons

http://agora.xtec.cat	3657
http://cursos.inslaferreria.com	2407
http://www.francescribalta.cat	815
http://www.cmontserrat.org	649
http://www.iesmacardona.cat	425
http://moodle199.ieslagarrotxa.cat	419
http://agora.educat1x1.cat	246
http://cyberquim.blogspot.com	197
http://www.cyberquim.blogspot.mx	191
http://www.iespladenboet.cat	186
http://cursos.inslaferreria.net	169
http://quimicasacolomina.blogspot.com	133
http://quimicasacolomina.blogspot.com.es	121
http://www.slideshare.net	107
http://www.cyberquim.blogspot.com	101
http://cyberquim.blogspot.mx	78
http://quimicapierrecurie.blogspot.com.es	65
http://quimicapierrecurie.blogspot.com	59
http://blocs.xtec.cat	57
http://www.bellera.cat	47
http://www.cyberquim.blogspot.com.es	44
https://jujo00obo2o234ungd3t8qjfcjrs3o6k-a-sites-opensocial.googleusercontent.com	31
http://www.edmodo.com	27
http://www.iesperefontdevila.cat	19
http://moodle.lamercemartorell.cat	18
http://www.ies-dauro.cat	15
http://www.cyberquim.blogspot.com.ar	14
http://moodle.assumpciobadalona.com	14
http://cyberquim.blogspot.com.es	14
http://cyberquim.blogspot.com.ar	10
http://quimicabalafia.blogspot.com	8
http://www.iesfrancescribalta.net	8
http://gestor.ieslaferreria.net	6
http://intranet.sunion.net	6
http://www.quimicasacolomina.blogspot.com	5
http://davidmur.blogspot.com	5
http://quimicabalafia.blogspot.com.es	5
http://jujo00obo2o234ungd3t8qjfcjrs3o6k-a-sites-opensocial.googleusercontent.com	2
http://mj89sp3sau2k7lj1eg3k40hkeppguj6j-a-sites-opensocial.googleusercontent.com	2
http://www.google.es	1
http://www.cyberquim.blogspot.it	1
http://www.symbaloo.com	1
http://www.davidmur.blogspot.com	1
http://www.google.com.mx	1
http://static.slidesharecdn.com	1
http://iesmacardona.infotelecom.es	1

Reaccions REDOX

by José Ángel Hernández Santadaría

Accessibility

Categories

Upload Details

Usage Rights

46 Embeds 10,389

Statistics

Reaccions REDOX Presentation Transcript

Reaccions REDOX

by José Ángel Hernández Santadaría

Accessibility

Categories

Upload Details

Usage Rights

46 Embeds 10,389

Statistics

Reaccions REDOX Presentation Transcript

Let LinkedIn power your SlideShare experience

Let LinkedIn power your SlideShare experience

Customize SlideShare content based on your interests

Keep up to date when your LinkedIn contacts post on SlideShare