aplicacions REDOX.ppt

APLICACIONS REDOX
"De Viribus Electricitatis in Motu Musculari
Commentarius"

Historia
• El terme OXIDACIÓ comença a fer-se servir
per indicar que un compost incrementava la
proporció d’ àtoms d’oxigen.
• Igualment, s’ utilizà el terme de REDUCCIÓ
per indicar una disminució en la proporció
d’oxigen.

Definició actual
• OXIDACIÓ: Pèrdua d’electrons
(o augment del nombre d’oxidació).
Exemple: Cu  Cu2+ + 2e–
• REDUCCIÓ: Guany d’electrons
(o disminució en el nombre d’oxidació).
Exemple: Ag+ + 1e– Ag
• Sempre que es produeix una oxidació es
produeix simultániament una reducció.
• Cadascuna d’aquestes reaccions s’anomena
semirreacció.

Exemple: Zn + Pb(NO3)2
• En introduir una làmina de Zn
en una dissolució de
Pb(NO3)2 la làmina es
recobreix d’una capa de
plom:
Zn Zn2+ + 2e– (oxidació)
Pb2+ + 2e– Pb (reducció)

REACCIONS REDOX.
Reacció d’oxidació-reducció: tota reacció en la qual
es produeix una transferència d’electrons.
Zn + Cu2+ --- Zn2+ + Cu
Semirreacció d’oxidació
Zn perden electrons: s’oxida; és l’agent reductor
Semirreacció de reducció
Cu2+ guanya electrons: es redueix; és l’agent oxidant
Zn  Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e-  Cu
Intervenen dos parells redox conjugats Zn2+/Zn
Cu2+/Cu

Tipus de reaccions redox
(segons espontaneïtat).
• Reaccions espontànias (es produeix
energia elèctrica a partir de la energia
alliberada en una reacció química):
Piles voltaiques
• Reaccions no espontànias (es produeixen
substàncies químiques a partir d’energia
elèctrica suministrada):
Electròlisi

Part de la química que estudia la conversió de
energia elèctrica en energia química.
Electroquímica
Tracta de
les reaccions químiques
per produïr electricitat
(pila)
la electricitat per
produïr reaccions químiques
(electròlisi)

PILES GALVÀNIQUES
Son dispositius que permeten obtenir corrent elèctric a partir
d’un procés redox espontàni.
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
Zn
Cu2+
SO4
2- Zn2+
Cu
Reacció per contacte directe
No és un dispositiu útil per generar corrent elèctric. Per transformar l’energía
química de la reacció redox espontània en energia elèctrica, hem de separar
les dues semireaccions (oxidació i reducció), de manera que la transferència
d’electrons es faci per un fil conductor exterior.

Electrodes d’una pila
En una pila hi ha dos electrodes:
• Ánodo: es produeix la oxidació
– En l’exemple anterior és l’electrode de Zn
– És el pol negatiu (es carreguen negativament perquè és on
s’alliberen els electrons)
• Cátodo: es produeix la reducció
– En l’exemple anterior és l’electrode de Cu
– És el pol positiu
Els electrons es mouen de l’ànode al càtode

John Frederic Daniell
(1790-1845)
Zn  Zn2+ + 2e-
Oxidació
Cu2+ + 2e-  Cu
Reducció
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)
(-) (+)
Pila Daniell

• Estan unides per un
pont salí que evita
que s’acumulin
càrregues del mateix
signe a cada
semicel.la.
• Entre els dos
electrodes es genera
una diferencia de
potencial que es
mesura amb un
voltímetro.
Pila Daniell

PONT SALÍ (paret porosa de separació)
MISSIÓ- mantenir la neutralitat de càrregues iòniques en totes dues
solucions ( en l’ànode augmenten les càrregues positives, i en el
càtode disminueixen )
Això es pot compensar deixant desplaçar els anions i cations de la
solució continguda en el pont salí. Els anions flueixen cap l’ànode i els
cations cap el càtode.
El pont salí consisteix en un tub en forma de U que conté una solució
d’un electrolit fort ( clorur de sodi o nitrat de potassi ). El tub està tapat en
els extrems per un material porós ( cotó hidròfil )
En lloc del pont salí, es poden separar les dues solucions mitjançant una
paret porosa que permet el moviment d’ions entre els dos electrodes i
aconseguir la neutralitat de totes dues solucions.

TIPUS D’ELECTRODES
Electrodes actius
• Participen en la reacció química de la pila.
• Es consumeixen o formen a mesura que es produeix la reacció.
p.ex.: pila Daniell  Varilles de Zn y Cu (Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu)
Electrodes de gas
• En ell participa una espècie gasosa p.ex.: electrode de hidrogen
p.ex.: Zn(s) + H2 SO4(aq)  Zn SO4(aq)+ H2(g)
Electrodes inerts
• NO participen en la reacció química , però proporcionen el suport
platí o grafit.
• A la dissolució hi ha els ions implicats en la semirreacció redox
2 Ag+
(aq) + Sn2+
(aq)  2 Ag(s)+ Sn4+
(aq)
p. ex:

electrons
Pont salí
Zn
Zn2+
SO4
2-
H+ H2
SO4
2-
ÀNODE - OXIDACIÓ
Zn(s) – 2e Zn(aq)
+2
E0 = - 0,76 V
CÀTODE – REDUCCIÓ
2 H(aq)
+ + e H2(g)
E0 = 0 V
NOTACIÓ: Zn(s) / Zn(aq)
+2 // H(aq)
+ / H2(g) / Pt (s) E0 = 0,76 V
Electrode
Metàl·lic
Electrode
de gas
d’hidrogen
Zn(s) + H2 SO4(aq) Zn SO4(aq)+ H2(g)
Pt
H2
O
O
O
O
O
O
O
V

electrons
Pont salí
Pt
Fe2+ Fe3+
SO4
2-
MnO4
- Mn2+
K+ H+
ÀNODE - OXIDACIÓ
Fe2+
(aq) – e Fe(aq)
3+
E0 = - 0,77 V
CÀTODE – REDUCCIÓ
MnO4
- + 8 H+ + 5 e Mn2+ + H2O
E0 = 1,49 V
NOTACIÓ: Pt / Fe(aq)
+2 , Fe(aq)
+3 // MnO4
-
(aq) , Mn+2
(aq) / Pt E0 = 0,72 V
Electrode
inert
platí o grafit
Electrode
inert
platí o grafit
MnO4
-
(aq) + 8 H+
(aq) + 5 Fe2+
(aq) Mn2+
(aq) + H2O + Fe(aq)
3+
Pt
V

No es tabulen valors de Eº de totes les piles, tabulem
potencials d’electrode
• Es tria un electrode de referència al qual per conveni se li
assigna el valor de potencial zero:
Electrode estándar d’hidrogen.
2 H+ (aq) + 2 e-  H2 (g) Eº = 0.00 V
• Es construeixen piles amb un
electrode d’hidrogen i l’altre electrode
és aquell del qual volem esbrinar el
seu potencial; es mesura la fem (força
electromotriu) de la pila.
• Aquesta fem serà el potencial
estándar de l’altre electrode

Exercici :
Dada la siguiente tabla de potencia-
les normales expresados en voltios:
a) Escriba el nombre de:
-La forma reducida del oxidante
más fuerte.
-Un catión que pueda ser oxidante
y reductor.
-La especie más reductora.
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.
b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre
especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.
-Una reducción de un catión por un anión.
Par redox E0 (V)
Cl2 / Cl– 1,35
ClO4
–/ClO3
– 1,19
ClO3
–/ClO2
– 1,16
Cu2+/Cu0 0,35
SO3
2–/ S2– 0,23
SO4
2– / S2– 0,15
Sn 4+/Sn2+ 0,15
Sn2+ / Sn0 -0,14
Cl–
Sn2+
ClO3
–
ClO3
– + Sn2+ + 2 H+  ClO2
– + Sn4+ + H2O
S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O  SO4
2– + 8 H+ + 4 Cu
Sn0

Potencial de reducció
• Les piles produeixen una diferencia de potencial
(Epila) que pot considerar-se com la diferencia
entre els potencials de reducció dels dos
electrodes que la formen.
Epila = Ecàtode - Eànode
• Considerarem que cada semireacció de reducció
ve donada per un potencial de reducció. Com en
el càtode se produce la reducció, a totes les
piles Ecàtode > Eànode

• Cada parella de substancia oxidant-reductora
tindrá una major o menor tendencia a estar
en la forma oxidada o reduida.
• Que es trobi en una u otra forma dependrà
de l’altra parella de substancia oxidant-
reductora.
¿Quina especie es reduirà?
• Sencillament, la substància amb mayor
potencial de reducció.

SENTIT D’UNA REACCIÓ REDOX SABENT ELS
POTENCIALS D’ELECTRODE
Quina reacció té lloc?
a) 2 Cr2+
(aq) + Sn4+
(aq) 2 Cr3+
(aq) + Sn2+
(aq)
b) 2 Cr3+
(aq) + Sn2+
(aq) 2 Cr2+
(aq) + Sn4+
(aq)
Potencials de reducció d’electrode
Cr3+ Cr2+ E0 = - 0,41 v
Sn4+ Sn2+ E0 = + 0,15 v
A)
Cr2+
(aq) Cr3+
(aq) Oxidació
Sn4+
(aq) Sn2+
(aq) Reducció
E0 pila= Eºcat-Eºand = 0,56 v
REACCIÓ ESPONTÀNIA
B)
Cr3+
(aq) Cr2+
(aq) ) Reducció
Sn2+
(aq) Sn4+
(aq) Oxidació
E0 pila= Eºcat-Eºand = -0,56v
REACCIÓ NO ESPONTÀNIA

Exemple: És espontània la reacció redox:
Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)
La reacció donada és la suma de les semirreaccions:
Red. (càtode): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)
Oxid. (ànode): 2 I–(aq)  I2 (s) + 2e–
Per a que la reacció sigui espontània s’ha de cumplir
que  Epila > 0:
 Epila = Ecàtode – Eànode = +1’36 V – 0’54 V =
= +0’72 V > 0
Per tant és espontània (les molècules de Cl2 tenen
més tendencia a reduir-se que les de I2).

Metalls enfront d’àcids
• Segons sigui el potencial de reducció del metall menor o major que 0
reaccionarà o no reaccionarà amb els àcids per [H+] = 1 M.
• Tota parella oxidant-reductora que tingui més tendencia a reduir-se
que els H+ tindrà un potencial de reducció E > 0.
• Tota parella oxidant-reductora que tingui menys tendencia a reduir-se
que els H+ tindrá un potencial de reducció E < 0.
– Així, el Cu no reacciona amb àcids en concentracions normals:
Cu + 2 H+  no reacciona.
– Així, el Zn reacciona ámb àcids desprenent hidrogen:
Zn + 2 H+  Zn2+ + H2

FORÇA ELECTROMOTRIU DE LES PILES.
POTENCIALS D’ELECTRODE.
La corrent elèctrica flueix degut a una diferencia de potencial entre
els dos electrodes, anomenada força electromotriu (fem, E).
(-) (+)
Unitats: volts (V)
G = Welec = - qE
Força impulsora
E G
q = n F ; F = 96485 Cmol-1
Go = - n F Eopila

Piles comercials
Alcalina
De mercuri (botó)
Salina

Pila de combustible
Elemento bàsics d’una pila de combustible:
Dos electrodes (ànode y càtode).
Electròlit: substància encarregada de transportar els ions produits a les
reaccions redox.
L’electròlit a vegades s’utilitza acompanyat d’un catalitzador.
H2 i O2, utilizats com a combustible i oxidant respectivament.
La pila de combustible és un dispositiu que
produeix electricitat i aigua mitjançant un
procés invers a la electròlisi.
Electròlisi
Electricitat + aigua  Hidrogen + Oxigen
Pila de combustible
Hidrogen + Oxigen  Electricitat + aigua

Corrosió metàl.lica
• Un problema econòmic important és la
corrosió de metalls per contacte amb
l’oxigen i el vapor d’aigua atmosfèrics;
• Exemple:
Oxid. (ànode):
Fe (s)  Fe2+(aq) + 2e–
Red. (càtode):
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–  2 H2O(l)
En una segona fase el Fe2+ s’oxida a Fe3+ :
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) 
2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)
Gota d’aigua corroent una
superficie de ferro.

Protecció catòdica
• Serveix per prevenir la
corrosió.
• Consisteix en soldar a la
canonada de ferro un ànode de
Mg que forma una pila amb el
Fe. Així s’evita que aquest
s’oxidi, i s’oxidarà el Mg.
Canonada protegida per un ànode
de Magnesi.

ELECTRÒLISI
ENERGIA ELÈCTRICA  REACCIÓ REDOX NO ESPONTÀNIA
COMPONENTS - CEL·LA ELECTROLÍTICA
- ELECTROLIT(sals, àcids, bases dissolts en aigua
o sals foses)
- ELECTRODES INERTS (PLATÍ o GRAFIT)
- GENERADOR DE CORRENT CONTINU
CÀTODE - + ÀNODE
e e
CATIÓ + ANIÓ -
--El catió s’orienta cap el càtode (electrode -) i es descarrega agafant electrons (reduïnt-se)
L’anió s’orienta cap l’ànode (electrocde +) i es descarrega deixant electrons (oxidant-se)

ELECTRÒLISI
D’UNA SOLUCIÓ DE CLORUR DE COURE (II)
CÀTODE: Cu2+
(aq) + 2 e Cu (S) REDUCCIÓ
ÀNODE: 2 Cl –
(aq) Cl2 (g) + 2 e OXIDACIÓ
Cu Cl2 (aq) Cu (S) + Cl2 (g) REACCIÓ
REDOX NO ESPONTÀNIA
En el càtode es deposita coure i en l’ànode es despren clor gas
CÀTODE - + ÀNODE
e e
Cu2+ Cl –
- 2 mols d’electrons (2 x 96472 C) depositen 1 mol d’àtoms de Cu (63,5 grams de coure)
- 2 mols d’electrons (2 x 96472 C) desprenen 1 mol de Cl2 gas (71 grams o 22,4 l en c.n.)

ELECTRÒLISI DEL CLORUR DE SODI FOS
CÀTODE: Na+ + e Na (S) REDUCCIÓ
ÀNODE: 2 Cl – Cl2 (g) + 2 e OXIDACIÓ
Na Cl (l) Na(S) + Cl2 (g) REACCIÓ REDOX NO ESPONTÀNIA
En el càtode es deposita sodi i en l’ànode es despren clor gas
CÀTODE - + ÀNODE
e e
Na+ Cl –
- 1 mol d’electrons ( 96472 C) depositen 1 mol d’àtoms de Na (23 grams de sodi)
2 mols d’electrons (2 x 96472 C) desprenen 1 mol de Cl2 gas (71 grams o 22,4 l en c.n.)

Electròlisi del NaCl fos
 La reacció 2 Na + Cl2  2 NaCl és una reacció
espontània ja que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na)
 I lógicament, la reacció contraria serà no espontània:
2 NaCl  2 Na + Cl2
 Red. (càtode): 2 Na+(aq) + 2e–  2 Na (s)
 Oxid. (ànode): 2Cl–(aq)  Cl2(g) + 2e–
 Epila = Ecàtode – Eànode = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V
 El valor negatiu de Epila reafirma que la reacció no és
espontània. Pero suministran un voltatje superior a
4’07 V es produirà la descomposició del NaCl en els
seu elements: Na y Cl2

ELECTRÒLISI
D’UNA DISSOLUCIÓ DE CLORUR DE SODI
CÀTODE: 2H2O + 2 e- 2OH- + H2(g) REDUCCIÓ
ÀNODE: 2 Cl – Cl2 (g) + 2 e - OXIDACIÓ
2 Na Cl (aq)+ 2 H2O 2NaOH (aq) + H2 (g) + Cl2(g) REACCIÓ REDOX NO
ESPONTÀNIA
En el càtode es despren hidrogen gas i en l’ànode es despren clor gas
CÀTODE - + ÀNODE
e e
H2O Na+ Cl –
- 1 mol d’electrons ( 96472 C) depositen 1/2 mol d’H2 gas (1 gram o 11,2 l en c.n.)
- 2 mols d’electrons (2 x 96472 C) desprenen 1 mol de Cl2 gas (71 grams o 22,4 l en c.n.)

CEL·LES ELECTROLÍTIQUES EN SÈRIE
Si les cel·les electrolítiques estan muntades en sèrie, la quantitat
d’electricitat que passa per totes elles és la mateixa,
Recordem: Q = I x t ( ampers x segons = coulombs )
1 mol d’electrons = 1 Faraday = 96.472 C
Per depositar o desprendre 1 mol de substància es necessita n mols d’electrons
electrons electrons
- + - + - +

Electròlisi. Equació de
Faraday.
 La carrega d’un electró és de 1’6 x 10–19 C i
la de 1 mol de electrons (6’02 x 1023) és el
producte d’ ambdós nombres:
96500 C = 1 F.
 Amb un mol d’electrons és possible
reduir 1 mol de metall M + o ½ mol de
metall M2+.

APLICACIONS DE L’ELECTRÒLISI
- Dipòsit de metalls: Utilitzar com a càtode objecte que es vol
metal.litzar. Recobriments sobre ferro de coure, niquel, crom,
que en formar una capa adherent, eviten o retarden la
corrosió del ferro.
De metalls nobles: daurats, platejats,... amb fins decoratius
- Obtenció de substàncies químiques
elctròlisi del NaCl fos: sodi sòlid i clor gas.
electròlisi de NaCl en solució: solució d’hidròxid de
sodi i hidrogen gas.
clorur d’hidrogen

APLICACIONS DE L’ELECTRÒLISI
-Els metalls “actius” ( amb potencials de reducció molt
negatius) com el Na, Mg, Li, Al s’obtenen a partir de les
seves sals foses.
-Purificació o afinament elctrolític de metalls:
especialment Cu quan s’usa com a conductor elèctric ha de
tenir un grau elevat de puresa. S’electrolitza una solució
d’àcid sulfúric diluit o de sulfat de coure (II) amb un ànode
de coure impur i un càtode de coure pur. El metall conté
impureses de Zn, Fe… que passen a la solució.
-Algunes síntesis redox de substàncies orgàniques com el
tetrametil plom i el tetraetil plom , antidetonants i utilitzats
com a additius a les gasolines.

Comparació de la polaritat dels
electrodes en pilas i electròlisi.

aplicacions REDOX.ppt

Recommended

Recommended

More Related Content

Similar to aplicacions REDOX.ppt

Similar to aplicacions REDOX.ppt (20)

aplicacions REDOX.ppt