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Tema 9redox

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Tema 9redox

  1. 1. Tema 9Reacciones de intercambio deelectrones o reacciones redox
  2. 2. 1.- IntroducciónLa combustión de la madera, la producción de electricidad enuna pila, la acción de la lejía sobre la ropa, la obtención demetales en los altos hornos o la corrosión de los metales sonprocesos de oxidación-reducción.Así, las reacciones redox tienen una gran importanciaeconómica y están presentes en muchos procesos cotidianos.Inicialmente se consideraba oxidación a los procesos en losque una sustancia ganaba oxígeno:4FeO + O2  2Fe2O3Reducción, por contra, era aquella reacción en la que unasustancia perdía oxígeno:CuO + H2  Cu + H2O
  3. 3. Este concepto se aumentó cuando se observó que muchasveces cuando el oxígeno reacciona con un compuesto quecontiene hidrógeno , en lugar de combinarse con elcompuesto , lo que hace es quitarle hidrógeno para formaraguaPor ello el concepto de oxidación se extendió para incluir laeliminación de hidrógeno y reducción a la adición dehidrógenoOxidación: CH3CH2OH CH3CHO + H2Reducción: CH2CH2 + H2 CH3CH3Más tarde los químicos se dieron cuenta que casi todos loselementos no metálicos producían reacciones análogas a lasdel oxígenoAl observar las estructuras electrónicas se vio que lo que seproducía es un intercambio de electrones
  4. 4. Actualmente:Se conoce como oxidación al proceso por el que unasustancia pierde electrones.Se llama reducción a la transformación por la que unasustancia gana electronesSiempre que se produce una oxidación debe producirsesimultáneamente una reducción. Cada una de estasreacciones se denomina semirreacción Por ello decimosque se produce una reacción redoxOxidante: es una sustancia que produce la oxidación de otra( por tanto él se reduce)Reductor: es una sustancia que produce la reducción de otra( por tanto él se oxida)El concepto de oxidante y reductor es relativo depende decon qué se enfrente
  5. 5. 2.-ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DEOXIDACIÓN).“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlacesfueran iónicos, es decir, considerando todos los enlacescovalentes polares como si en vez de tener fracciones decarga tuvieran cargas completas”.En el caso de enlaces covalentes polares habría quesuponer que la pareja de electrones compartidos estántotalmente desplazados hacia el elemento máselectronegativo.El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene unátomo, aunque a veces coincide..Unas sencillas reglas permiten determinar el estado deoxidación de un elemento en un compuesto:
  6. 6. 1. El número de oxidación de todos los elementos libres es 0 y el de un ión monoatómico es igual a la carga de ese ión3. El numero de oxidación del hidrógeno es +1 (Excepto en los hidruros metálicos , que es -1)5. El número de oxidación del oxígeno es -2 (excepto en los peróxidos que es -1)7. El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre +1 y el metales alcalinotérreos es +29. En los haluros, el número de oxidación del halógeno es -111.La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de una molécula es cero y si se trata de un ión , igual a la carga del ión
  7. 7. Un elemento se oxida cuando aumenta su estado deoxidación y se reduce cuando disminuye su número deoxidación.En toda reacción de oxidación-reducción se puedendistinguir dos semirreacciones, una de oxidación y otra dereducción.Por ejemplo, en la reacción:CuSO4 + Zn ZnSO4 + CuEl zinc se oxida, pasando de estado de oxidación 0 a +2 yel cobre se reduce, al pasar su número de oxidación de +2a 0.
  8. 8. 3.- AJUSTE DE REACCIONES REDOXHay dos formas1.- Método del número de oxidaciónSe basa en que el aumento total de los números de oxidación de los átomos que se oxidan es igual a la disminución total de los números de oxidación de los que se reducenEl procedimiento es el siguiente:6. Se identifican los elementos que sufren un cambio en su número de oxidación2.- Se obtienen las semirreaciones en las que hay cambios en el número de oxidación3.- se multiplica cada reacción por un número hasta igualar el cambio en los números de oxidación4.- Se pasa a la reacción completa5.- Si no esta ajustada se realiza por tanteo
  9. 9. 2.-AJUSTE DE REACCIONES POR EL METODO DEL ION-ELECTRONEs aplicable a reacciones que transcurren en disolución acuosay se basa en descomponer la reacción redox en dossemirreacciones entre los iones de la disoluciónDos casos según la reacción sea en medio ácido o básicoa) Medio ácido:1.- Descomponer los iones que existan en disolución2.- Formular las semiecuaciones de oxidación y reducciónigualando los elementos que no sean oxígeno o hidrógeno3.- Igualar en cada una de dichas ecuaciones el numero deátomos de oxigeno añadiendo al miembro en que exista menoscantidad de este elemento tantas moléculas de agua comoátomos de oxigeno haya en defecto
  10. 10. 4.- Igualar a continuación él hidrogeno añadiendo almiembro en que este en defecto el hidrogeno necesarioen forma de H+5.- Ajustar estas semirreacciones electrónicamente, demanera que haya el mismo numero de cargas en los dosmiembros, lo cual se logra añadiendo el numero necesariode electrones6.- Multiplicar las semiecuaciones de oxidación yreducción por un numero que iguale el numero deelectrones cedidos o captados7.- Sumar las dos semiecuaciones para obtener la ecuaciónredox ionica total8.- Volver a formar la reacción total
  11. 11. En medio básico es igual peroPara igualar el oxigeno han de añadirse tantas moléculasde agua como átomos de oxigeno existan en exceso , en elotro se añade el doble de iones OH-Para igualar el hidrogeno se añaden al miembro dondeexista defecto tantas moléculas de agua como átomos dehidrogeno falten y en el otro miembro el mismo numero deiones OH-3.-ESTEQUIOMETRIA REDOXLa masa equivalente en un proceso redox es el cocienteentre la masa molecular y el número de electrones queaparecen en la semirreacción.ME = M/e-El heptaoxodicromato(VI) de potasio, o dicromato potásico, sereduce a cromo(III) según la semirreacción, sin ajustar:K2Cr2O7 + 6e- 2Cr2+La masa equivalente resultará:294.2/6= 49.036
  12. 12. valoración redox es similar a la valoración ácido base. Hayque determinar el número de moles de especie oxidante yreductora que reaccionan entre síOtra manera, al igual que en ácido-base, el concepto demasa equivalente, y el de normalidad. :De esta manera: neq(oxidante ) = neq(reductora)Es decir: V (ox.) x N (ox.) = V (red.) x N (red.)Las volumetrías redox se suelen denominar por el nombredel compuesto que actúa como oxidante. Así, lasvolumetrías realizadas con permanganato potásico sellaman "permanganimetrías", con yodo "yodometrías""dicromatometrías", etc.La determinación del punto final puede hacersepotenciométricamente o mediante el uso de un indicadorredox
  13. 13. Los indicadores redox son sustancias cuya forma presentadiferente color que la reducida. Cada indicador muestra suviraje o cambio de color a un potencial determinado4.-PILAS VOLTAICAS (CÉLULAS GALVÁNICAS).Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4(Cu2+ + SO42–) se producirá espontáneamente la siguientereacción:Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (losgana).Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción seproduzcan en recipientes separados (semiceldas), y lasconectamos ente sí para que los electrones perdidos en laoxidación del Zn circulen por el exterior y sean los queproducen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila,puesto que la circulación e electrones es precisamente lacorriente eléctrica.
  14. 14. Electrodos.Se llama así a cada barra metálica sumergida en unadisolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones).En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes).En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.Pila Daniell.Consta de dos semiceldas, una con un electrodo de Cu enuna disolución de CuSO4 y otra con un electrodo de Zn enuna disolución de ZnSO4.Están unidas por un puente salino que evita que seacumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.
  15. 15. A
  16. 16. Pila Daniell. (Imagen cedida por © Ed. Santillana. 2º de Bachillerato) Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.Una pila se agota cuando se alcanzael equilibrio de la reacción.
  17. 17. En aquellas sustancias que estén en disolución, se indicará entre paréntesissu concentración molar.- En sustancias gaseosas, se indicará la presión.- Si alguno se usa un electrodo inerte (Pt, grafito), se indicará.
  18. 18. TIPOS DE ELECTRODOS
  19. 19. Pilas comerciales. El cátodo es una pasta humedecida formada por MnO2, ZnCl2, NH4Cl y polvo de carbón, con una barra de C (grafito) que hace de electrodo inerte, mientras que el ánodo es el propio recipiente de la pila que es de cinc. En esta pila no hay disoluciones y, por ello, se le dio el nombre de pila seca. Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son: Ánodo (-): Zn  Zn2+ + 2e- Cátodo (+): 2 MnO2 + 2 H+ + 2 e- Mn2O3 + H2O Los H+ proceden del NH4Cl  NH3(g) + H+ + Cl-La pila seca presenta algunos problemas de corrosión:El envase de cinc se deteriora progresivamente y se hincha debido a la acidezdel NH4Cl y al NH3(g) que se va formando, lo que hace que la pila puedadescargarse aunque no se utilice. También se produce:NH3 + Zn Zn(NH3)4 2+.
  20. 20. PILA ALCALINA Son muy similares a la pila seca. El ánodo es una barra de cinc y el cátodo es de MnO2, el recipiente es de acero y los electrodos está separados por un gel de KOH. Las pilas alcalinas son más duraderas y pueden ser utilizadas en un rango de temperaturas más amplio. Al igual que las pilas secas proporcionan una d.d.p. de 1,5 V.PILA DE MERCURIOEl ánodo es un recipiente de cinc con mercurio, y el cátodo es de acero encontacto con una pasta de HgO, KOH y Zn(OH)2. Su f.e.m. es de 1,35 V.HgO + H2O + 2 e- ® Hg + 2 OHZn(Hg) + 2 OH- ® ZnO + H2O + 2 e-
  21. 21. 5.- POTENCIAL DE REDUCCIÓN. ESCALA DE POTENCIALES.Las pilas producen una diferencia de potencial (ΔEpila) quepuede considerarse como la diferencia entre los potencialesde reducción de los dos electrodos que la conforman:Consideraremos que cada semirreacción de reducción vienedada por un potencial de reducción.Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilasEcatodo > Eánodo.Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá unamayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada oreducida.El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otrapareja de sustancia oxidante-reductora.¿Qué especie se reducirá? Sencillamente, la que tenga un
  22. 22. El potencial eléctrico de un electrodo, sin embargo, nopuede determinarse de forma absoluta, así que secalculan haciendo referencia a un electrodo especial: elelectrodo de hidrógeno .Potencial de reducción normal de electrodo es ladiferencia de potencial, a 25 ºC, entre el electrodoconsiderado y el electrodo normal de hidrógeno, cuandolas especies iónicas están presentes con unaconcentración de 1 M y las especies gaseosas a unapresión de 1 atm.La serie electroquímica es un sistema ordenado dereacciones de reducción en las que el potencial normal dereducción aumenta. Los potenciales de oxidación tendrán signo contrario ycon la reacción inversa
  23. 23. Eº(Cu+2/Cu) = 034 VEº(Zn+2/Zn) = - 076 Ven una confrontación entre estos pares, será el Cu el que se reducirá (oxidante), yaque tiene mayor potencial de reducción, y el Zn el que se oxidará (reductor); luegola reacción que tendrá lugar entre ellos será:Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu ΔEº = 034 - (-076) = 110 V
  24. 24. Una transformación se producirá espontáneamentecuando disminuya la energía libre de Gibbs.DG < 0Puesto que en una reacción redox la energía libreequivale al trabajo eléctrico:DG = W = - q · EEmpleando los valores normales, se puede escribir:DG< 0= - q · E< 0El signo negativo indica que se trata de un trabajo cedidopor la reacción, el sistema suministra trabajo eléctrico asu entorno.Para que la reacción sea espontánea, la fuerzaelectromotriz de la reacción deberá ser positiva, ya queasí disminuirá la energía libre. Con los potenciales dereducción de la serie electroquímica es posibledeterminar la fuerza electromotriz de la reacción y, portanto, la espontaneidad de la reacción redox.

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