Quimica

301 views

Published on

Presentacion

Published in: Education
  • Be the first to comment

Quimica

  1. 1. REDOX Y ELECTROQUÍMICA REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA MINISTERIO DE EDUCACIÓN SUPERIOR INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITÉCNICO “SANTIAGO MARIÑO” EXTENSIÓN C.O.L-SEDE CIUDAD OJEDA Presentado por: Br. Brian Ramos C.I: 20.856.660 Ciudad Ojeda, Julio del 2015
  2. 2. INDICE  Introducción  Conceptos básicos. –Estado de oxidación. -oxidación y reducción. -semirreacción. -ajuste de reacciones redox; -valoraciones redox.  Electroquímica.  Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de electrodo.  Fuerza electromotriz y energía libre.  Reacciones espontáneas: pilas.  Ecuación de Nernst.  Conclusión
  3. 3. Introducción La electroquímica estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Esta asignatura teórico-práctica está enfocada al nivel de modelos científicos de estructura y comportamiento, esto es, el estudio de cómo son y cómo funcionan los sistemas electroquímicos.
  4. 4. Conceptos Básicos
  5. 5. Estado de Oxidación Estado de oxidación es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. el estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene tras esta operación mental  E.O. positivo: el átomo pierde total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro  E.O. negativo: el átomo gana total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro Na F
  6. 6. Reglas Los químicos han desarrollado un método de reglas practicas que permiten determinar el Estado de Oxidación de un átomo en un compuesto de manera rápida y casi siempre cierta 1- El estado de oxidación de un átomo en la forma de ocurrencia natural mas común es cero. 2- el estado de oxidación del oxígeno en un compuesto casi siempre es -2. 3- el estado de oxidación del hidrogeno en un compuesto o un ion poliatómico es +1. 4- El estado de oxidación de los átomos del grupo IA (1) de la tabla periódica (los metales alcalinos como el sodio, potasio o litio)en un compuesto es siempre +1. 5- el estado de oxidación de cualquier átomo de los elementos IIA (2) de la tabla periódica (metales alcalinotérreos como el magnesio, bario y calcio) en un compuesto es siempre +2. 6- el estado de oxidación de cualquier ion monoatómico ( de un solo átomo) es igual a la carga eléctrica del ion. 7- La suma de los Estados de oxidación de todos los átomos en una formula química debe coincidir con la carga eléctrica de la molécula o el ion representado por la formula.
  7. 7. H +1 He Li +1 Be +2 B ±3 C +2, ±4 N ±1, ±2, ±3 +4,+5 O -1,-2 F -1 Ne Na +1 Mg +2 Al +3 Si +2, ±4 P ±3,+5 S ±2,+4,+6 Cl ±1 +3,+5,+7 Ar K +1 Ca +2 Sc +3 Ti +2,+3,+4 V +2,+3 +4,+5 Cr +2,+3 +6 Mn +2,+3 +4,+6,+7 Fe +2,+3 Co +2,+3 Ni +2,+3 Cu +1,+2 Zn +2 Ga +1,+3 Ge +2,+4 As ±3,+5 Se -2,+4,+6 Br ±1 +3,+5,+7 Kr Rb +1 Sr +2 Y +3 Zr +3,+4 Nb +2,+3 +4,+5 Mo +2,+3 +4,+5,+6 Tc +4,+5 +6,+7 Ru +2,+3 +4,+5,+6 +7,+8 Rh +2,+3 +4,+5,+6 Pd +2,+4 Ag +1 Cd +2 In +1,+3 Sn +2,+4 Sb ±3,+5 Te ±2,+4,+6 I ±1 +3,+5,+7 Xe Cs +1 Ba +2 La +3 Hf +3,+4 Ta +3,+4,+5 W +2,+3 +4,+5,+6 Re +2,+3 (+4,+6,+7) Os +2,+3 +4,+5,+6 +7,+8 Ir +2,+3 +4,+5,+6 Pt +2,+4 Au +1,+3 Hg +1,+2 Tl +1,+3 Pb +2,+4 Bi +3,+5 Po ±2,+4,+6 At ±1,+5 Rn Fr +1 Ra +2 Ac +3 Rf +3,+4 Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Números de oxidación de los elementos de la tabla periódica 1 2 3 4 5 6 7 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 8
  8. 8. Ejemplo Cloruro de Sodio 2Na0 + Cl0 2 2Na +1 + 2Cl-1 – H2O Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma biatómica. El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produjeron cloruro de sodio. El numero de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El numero de oxidación del sodio combinado es +1, ya que cede un electrón. El numero de oxidación del cloro combinado es -1, ya que acepta el electrón cedido por el sodio. Na Cl NaCl
  9. 9. oxidación y reducción OXIDACIÓN Es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. REDUCCIÓN Es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
  10. 10. Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte Agente Reductor Es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado Agente Oxidante Es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con estado de oxidación inferior al que tenia, es decir, siendo reducion.
  11. 11. Ejemplo El hierro puede presentar dos formas oxidadas  Oxido de hierro (II): FeO  Oxido de hierro (III): Fe2O3 Ejemplo El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II): Fe3+ + Plantilla: Fe- Fe2+
  12. 12. Semirreacción Semirreacciones de reducción y de oxidación: cada una de las dos partes en que se separa una reacción redox que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación.  Reacción redox global semirreacción de reducción semirreacción de oxidación Cu(s) +2Ag+ →Cu2+ +2Ag Ag+ +e− → Ag Cu → Cu2+ + 2e −  Reacción redox global semirreacción de reducción semirreacción de oxidación RH2 +NAD+ →R+H+ +NADH NAD+ + H+ + 2e− → NADH RH2 →R+2H+ +2e−
  13. 13. Método del ión-electrón Descomponer los compuestos en sus iones. los que se formarían en disolución acuosa-. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O. Ajustar los átomos que no sean H ni O Ajustar los O, utilizando H2O Ajustar los H, utilizando H+ Ajustar la carga utilizando e- Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso. Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones. Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos iones Ajuste de reacciones redox
  14. 14. Ejemplo La reacción entre bicromato potásico y sulfato ferroso en medio acido produce sulfato férrico, sulfato potásico, sulfato de cromo (III) y agua. En disolución ácidos el ion Cr2O7 -2 oxida al ion Fe+2 a Fe+3 y èl pasa a iòn Cr+3 mas agua. 1- Ajustar la reacción ionica global. 2- Ajustar la ecuación molecular global.
  15. 15. Solución el iòn Cr2O7 -2 en medio acido se reduce a Cr+3 Cr2O7 -2 Cr+3 Igualamos los átomos de cromo en ambos lados: Cr2O7 -2 2Cr+3 Igualamos el oxigeno, añadiendo al miembro de la ecuación que menos oxigeno tenga, tantas moléculas de agua como átomos de ese elemento haya en exceso en el otro lado Cr2O7 -2 2Cr+3 Tenemos ahora 14 hidrógenos en exceso en el segundo miembro que igualamos en el otro en forma de protones Cr2O7 -2 2Cr+3 1H+ Nos falta ajustar esta semi- ecuación electrónicamente, de manera que haya el mismo numero de cargas eléctricas en ambos lados. 1- Ajustar la reacción ionica global. Ya que la suma de las cargas de los iones en el primer miembro es +12 y la de los del segundo es +6, tendremos que añadir 6 electrones en primer miembro, resultando definitivamente: Cr2O7 -2 14H+ 6e- 2Cr+3 7H2O 7H2O Haremos ahora lo mismo con la semireaccion de oxidación: Fe+2 Fe+3 1e- Ya que el numero de electrones ha de ser el mismo, multiplicaremos la 2da reacción por 6 y la sumaremos con la 1era, obteniéndose así: Vemos que en la semireaccion de reducción intervienen 6 electrones y en la oxidación solo 1. Cr2O7 -2 14H+ 6Fe+2 2Cr+3 6Fe+3 7H2O Esta es la solución iónica global ajustada, que pone de manifiesto que en una disolución acidula con cualquier acido fuerte, un dicromato soluble oxida a cualquier sal de hierro (II) también soluble
  16. 16. 2- Ajustar la ecuación molecular global. Teniendo en cuenta las especies moleculares citadas en el enunciado, la ecuación molecular final ajustada será: K2Cr 2O7 Cr2 (SO4 ) 37H2SO4 -2 6FeSO4 3Fe 2 (SO4 ) 3 K2SO4 7H2O
  17. 17. Es una técnica o método analítico muy usado, que permite conocer la concentración de una disolución de una sustancia que pueda actuar como oxidante o reductor. En una valoración redox a veces es necesario el uso de un indicador redox que sufra un cambio de color y/o de un potenciómetro para conocer el punto de equivalencia o punto final Valoración redox
  18. 18. Se debe cumplir en cualquier valoración redox la siguiente expresión: Cálculos Vox * Mox * nùm. de e- gan. = Vred * Mred * nùm. de e-per. Vox : Volumen de agente oxidante Mox : Molaridad del agente oxidante nùm. de e- gan.: numero de e- ganados (por molecula-àtomo-iòn) de oxidante Vred : Volumen de agente reductor Mred : Molaridad de agente reductor nùm. de e-per : número de e- perdidos (por moléculas-àtomo-iòn) de reductor
  19. 19. Clase Valoración redox Se Clasifica en dos grandes grupos: Oxidimetrìa En las sustancia valorante es un oxidante Reductometrìa Menos frecuentes, empleando un agente reductor para tal fin. El agente oxidante puede ser: Permanganato Yodometrìa Bromatometrìa Cerimetria Dicromatometria La sustancia valorante es ahora un Agente reductor, como: Reductimetria con tiosulfatos Reductimetria con Sal de Mohr Valoraciones indirectas con yoduros
  20. 20. Se encarga de estudiar las situaciónes donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno de conectado a un circuito eléctrico. Electroquímica
  21. 21. Células Electroquímica Un instrumento para separar las semirreacciones de oxidación y de reducción en recipientes distinto El aluminio metálico desplaza al ion szinc(II) de sus disoluciones acuosas. a) Escribe las semirreacciones de reducción y oxidación y la ecuación global. b) ¿Cuál es la notación de la célula electroquímica en la que tiene lugar esa reacción? Ejemplo 𝐴𝑙(𝑠) + 𝑍𝑛2+( 𝑎𝑐) 𝐴𝑙3+( 𝑎𝑐) + 𝑍 𝑛 (𝑠) 𝑍𝑛2+ + 2𝑒− 𝑍 𝑛 𝐴𝑙 𝐴𝑙3+ + 3𝑒− 2𝐴𝑙 + 3𝑍𝑛2+ 2𝐴𝑙3+ + 3𝑍 𝑛 𝐴𝑙| 𝐴𝑙3+ || 𝑍𝑛2+ |𝑍 𝑛 𝐴𝑙(𝑠) | 𝐴𝑙3+ ( 𝑎𝑐) + || 𝑍𝑛2+ ( 𝑎𝑐) | 𝑍 𝑛 (𝑠) X3 x2 Reducción: Oxidación: Célula electroquímica Global:
  22. 22. Serie electromotriz: semirreacciones potenciales de electrodo El voltaje medido en una célula electroquímica es la diferencia de potencial entre sus electrodos, o fuerza electromotriz FEM. |𝐸𝑐𝑒𝑙| = 𝐸 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟− 𝐸 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 Podríamos calcular FEM de células electroquímicas hipotéticas si conociésemos los potenciales de sus electrodos, por resta. No existe una escala absoluta de potenciales de electrodo. Se define una escala arbitraria de potenciales de electrodo, por convenio internacional, por medio de: asignar potencial cero a un electrodo concreto, el electrodo estándar de hidrógeno. 2) elegir el signo de la FEMde modo que a mayor valor del potencial mayor tendencia a reducirse (poder oxidante).
  23. 23. Se denomina fuerza electromotriz(FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivos que suministre corriente eléctrica. Para ello se necesita la existencia de una diferencia de potencial entre dos puntos o polos (uno negativo y otro positivo) de dicha fuente, que sea capaz de bombear a través de un circuito cerrado. Fuerza electromotriz
  24. 24. A.- circuito eléctrico abierto (sin carga o resistencia. Por tanto, no se establece la circulación de la corriente Eléctrica desde la fuente de FEM (la batería en este caso). B- circuito eléctrico cerrado, con una carga o resistencia acoplada, a través de la cual se establece la circulación de un flujo de corriente eléctrica desde el polo negativo hacia el polo positivo de la fuente de FEM o batería. Batería Consumidor
  25. 25. Energía libre Es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con Unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad Para una reacción química (a presión y temperatura constantes). Se simboliza Con la letra G mayúsculas. 1870 por el físico-matemático estadounidense Willard Gibbs Ecuación G = H - TS Donde: H: es la entalpia. T: es la temperatura. S:es la entropía del sistema
  26. 26. Una reacción será espontanea cuando la variación de energía libre que la acompaña sea negativa, es decir cuando haya una disminución de la función de estado G. Si ∆G < 0 Una reacción será espontanea si la pila formada por sus dos semireacciones tienen FEM positiva. Reacción espontaneas: pilas
  27. 27. Se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K o 28 ºC. Se llama asi en honor al científico alemán Nernst, que fue quien la formulo en 1889 Ecuación de Nernst Walther Nernst
  28. 28. Ecuación 𝐸 = 𝐸0 − 𝑅𝑇 𝑛𝐹 ln(𝑄) Donde: E: es el potencial corregido del electrodo. 𝐸0: es el potencial en condición estándar . R: la constante de los gases. T: la temperatura absoluta (escala Kelvin). n: la cantidad de mol de electrones que participan en la reacción. F: la constante de Faraday (aprox. 96500 C/mol). Ln(Q): es el logaritmo neperiano de Q que es el cociente de reacción
  29. 29. Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 19 y 21 no coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar a 298K Cu | Cu 2+ (0, 2M ) || Ag + (0,1M ) | Ag =+0,422V =+0,460V Ejemplo Zn | Zn 2+ (0,3M ) || Cu 2+ (0, 2M ) |Cu =+1,098V =+1,103V 𝐸 𝐶𝐸𝐿,298 𝐸 𝐶𝐸𝐿,298 𝐸 𝐶𝐸𝐿,298 0 𝐸 𝐶𝐸𝐿,298 0 A.- B.- 𝐸𝑐𝑒𝑙,298 = 0,460𝑉 − 0,02569 𝑉 2 𝐿𝑛 𝐶𝑢2+ [𝐴𝑔+ ]2 = 0,460𝑉 − 0,02569 𝑉 2 𝑙𝑛 0,2 0,12 A.- Cu+2Ag+ Cu2++2Ag n = 2 = 0,460𝑉 − 0,038𝑉 = 0,422𝑉 B.-Zn + Cu 2 Zn 2+ +Cu n=2 𝐸𝑐𝑒𝑙,298 = 1,103𝑉 − 0,02569 𝑉 2 𝐿𝑛 𝑍𝑛2+ [𝐶𝑢+ ] = 1,103𝑉 − 0,02569 𝑉 2 𝑙𝑛 0,3 0,2 = 1,103𝑉 − 0,005𝑉 = 1,098𝑉
  30. 30. Conclusión Para finalizar, la electroquímica es entendida como la relación entre energía química y eléctrica, o más general, las reacciones de oxidación y reducción, interviene en un enorme grupo de procesos que han acompañado el desarrollo de las sociedades modernas en los últimos siglos. Muchos de esos procesos actualmente se presentan en dispositivos tan comunes en nuestras vidas que seguramente ignoramos que en su funcionamiento participan activamente procesos electroquímicos. Nuestra vida actual sería sin duda muy diferente sin estos sistemas. No solo en el medio ambiente o la industria podremos encontrar ejemplos de sistemas electroquímicos, estos están presentes en campos tan disímiles que van desde la medicina, las naves espaciales, los submarinos hasta los teléfonos celulares.

×