Oxidazio-erredukzioa: teoria

1. Elektroien transferentziaerreakzioak

2.  “ ERREDOX” erreakzioak
bizitzaren arlo askotan agertzen dira:

Errekuntzak eta arnasketa zelularra

Metal askoren lorpena eta korrosioa

Pilak

3.  OXIDAZIOA : Oxigenoa irabaztea da
hitzez hitz. Ad: Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)
 ERREDUKZIOA : Oxigenoa galtzea. Ad:
Labegaraietan:
Fe2O3(s) + 3C(s) → 2Fe(s) + 3CO (g)

4. 
Arretaz, atomoen konfigurazio
elektronikoei begiratuta, bi erreakzio
hauetan zer gertatzen den aztertuz:
Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s) [ Mg2+ + O2-]
Mg(s) + Cl2(g) → MgCl2(s) [ Mg2+ + 2Cl-]
Bietan magnesioak gauza bera egin du: 2
elektroi askatu baititu, elektro horiek
oxigenoak eta kloroek hartu dituzte. Honen
arabera oxidazio kontzeptua zabalduz, zera

5. 1)KONTZEPTU ELEKTRONIKOA
OXIDAZIOA: elektroiak galtzea da.
ERREDUKZIOA: elektroiak
irabaztea da.
Bestalde, oxidatu dena, galdutako
elektroiei esker, bestearen
erredukzioaren eragilea da, beraz
erreduktore izena hartzen du.
Alderantziz, erreduzitzen denari
oxidatzaile deritzo.

6. 1)KONTZEPTU ELEKTRONIKOA


Oxidazioa eta erredukzioa beti batera
gertatzen dira eta ezin bananduzko
prozesu osoa ematen dute, “erredox”
delakoa, eta elektroien transferentziaerreakzioa da.
Azido eta baseekin bezalaxe, erredox
erreakzio itzulgarrietan
oxidatzaile/erreduktore bikote konjokatuak
identifika daitezke.

7. 2) OXIDAZIO-ZENBAKIA



Erreduktoreak eta oxidatzaileak
identifikatzeko, elementuei arbitrarioki
esleitzen zaien zenbakia da.
Atomo batek izango lukeen karga
adierazten du baldin eta bere lotura
guztiak ionikoak balira.
Beraz, ez du izan behar karga erreala
(lotura kobalenteetan) baina batzuetan bat
dator benatako kargarekin (ionikoetan)

8. 2) OXIDAZIO-ZENBAKIA

O.Z. esleitzeko arauak:
1.
Elementu aske baten o.z. zero da: Na; O2
2.
3.
4.
5.
6.
Ioi monoatomikoetan bat dator kargarekin.
Hidrogenoarena +1 da, hidruro metalikoetan
izan ezik (-1).
Oxigenoarena -2 da, peroxidoetan salbu (-1).
Alkalinoena +1 eta lurralkalinoena +2 da.
Haluroetan, halogenoena -1 da.

9. 2) OXIDAZIO-ZENBAKIA
7.
Molekula baten atomoen o.z.-en batura
algebraikoa zero da, eta ioia bada, ioiaren
karga da.
+1
x
-2
Adibidez : KMn04
x
(+1)+x+4(-2)=0 → x=+7
-2
Cr2O7-2
2x+7(-2)=-2 → x=+6
Oxidazioetan o.z. handiagotzen da,
erredukzioetan txikiagotzen da.

10. 2) OXIDAZIO-ZENBAKIA
OXIDAZIOA
…, -3 , -2 , -1 , 0, +1 , +2 , +3 ,…
ERREDUKZIOA

11. 3) ERREDOX DOIKUNTZA: IOIELEKTROIAREN METODOA


Masa eta kargaren kontserbazioan
oinarritzen da oxidazioaren eta
erredukzioaren erdierreakzioetan;
transferitutako elektroiak berdinduz.
Metodoaren pausoak adibide honetan:
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

12. IOI-ELEKTROIAREN
METODOA

1) Elementuen o.z.-en aldaketak ikusiz
oxidatzailea eta erreduktorea identifikatu:
+1+7 –2 +1+6 –2 +1–1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

2) Ekuazioa era ionikoan idaztea komeni
da. Gogoratu horretarako, ur-disoluzioan
azidoak, hidroxidoak eta gatzak ionizatzen
direla:

13. IOI-ELEKTROIAREN
METODOA




KMnO4 → K+ + MnO4–
H2SO4 → 2 H+ + SO42–
KI → K+ +I–
MnSO4 → Mn2+ + SO42–

K2SO4 → 2K+ + SO42–

I2 eta H2O ez dira disoziatzen

14. IOI-ELEKTROIAREN
METODOA

3) Oxidazioaren eta erredukzioaren
erdierreakzioak idatzi ur-disoluzioan
benetan existitzen diren molekula edo
ioiekin:
Oxidazioa: I–
→ I2
Erredukzioa: MnO4–
→ Mn2+

15. IOI-ELEKTROIAREN
METODOA

4) Atomoak (materia) doitu bi
erdierreakzioetan H eta O izan ezik:
Oxidazioa: 2I–
→ I2
Erredukzioa: MnO4–

→ Mn2+
5) H eta O doitu. Ingurune azidoan H + eta
H2O erabiliz, ingurune basikoan OH- eta
H2O erabiliz:
Oxidazioa: 2I–
→ I2
–
+
2+

16. IOI-ELEKTROIAREN
METODOA

6) Karga doitu behar diren elektroiak
gehituz bi erdierreakzioetan:
Oxidazioa: 2I–
→ I2 + 2e-
Erredukzioa: MnO4– + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O

7) Erdierreakzioen artean transferitutako
elektroiak berdindu:
Oxidazioa: (2I–
→ I2 + 2e-) x 5
Erredukzioa: (MnO4– + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O) x 2

17. IOI-ELEKTROIAREN
METODOA

8) Erdierreakzioak batuz, doitutako
ekuazio ionikoa lortu:
10 I– + 2 MnO4– + 16 H+ → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

9) Erredox prozesuan parte hartzen ez
duten ioi eta molekula ikusleak gehituz,
doitutako ekuazio molekularra lortu .
2 KMnO4+8 H2SO4 +10 KI → 2 MnSO4 +5 I2 +6 K2SO4 +8 H2O

18. GELAXKA edo PILA
ELEKTROKIMIKOAK

Zn(s)-zko barra bat CuSO4(aq) disoluzio batean sartuz gero
hurrengo erredox erreakzio espontaneoa gertatuko da:
Cu2+(aq) + Zn (s) → Cu(s) + Zn2+(aq)
non zinka oxidatzen den, eleltroiak galduz, eta kobrea
erreduzitzen den, elektroiak irabaziz:
Oxidazioa: Zn (s) → Zn2+(aq) + 2eErredukzioa: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

19. PILA ELEKTROKIMIKOAK


Fisikoki banatzen baditugu ontzi ezberdinetan bi
erdierreakzio horiek, elektroien transferentzia
kanpotik ziurtatuz eroale batekin, korronte
elektriko bat lortuko dugu.
Beraz, gelaxka elektrokimikoen muntaia
horretan; hau da, pila batean, erredox erreakzio
espontaneoaren bitartez korronte elektrikoa
lortzen da.

20. PILA ELEKTROKIMIKOAK

DANIELL pila:

21. PILA ELEKTROKIMIKOAK

DANIELL pila: (Animazioa)

22. PILA ELEKTROKIMIKOAK

ELEKTRODO-MOTAK:
a) Metalezkoa metal eragile
batekin
Zn 2+ (1M) | Zn(s)
b) Metalezkoa metal geldo
batekin eta espezieak
disolbatuta
Pt | Fe 3+ (0,1M) , Fe 2+ (0,1M)

23. PILA ELEKTROKIMIKOAK

c) Gasezkoa:
Pt H + (1M) |H 2 (1 atm)

24. ELEKTRODO-POTENTZIALAK



Pila elektrokimikoaren boltajea edo indar elektroeragilea
(i.e.e.) elektrodoen potentzialen arteko diferentzia da (E).
Beraz, elektrodo bakoitzaren potentziala ezagutu
beharko genuke.
Horretarako:


1) Elektrodo konkretu bati zero potentzial esleitu baldintza
estandarretan, hidrogenozko elektrodoa, hain zuzen.
Pt H + (1M) |H 2 (1 atm) ; E º = 0,00 V
2) Pila osatu erreferentziako elektrodoarekin eta interesatzen
zaigun elektrodoarekin, bere potentziala neurtzeko.

25. ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Ad: Cu eta Zn elektrodoen potentzialaren
neurketa : Erreferentziako hidrogenoelektrodoarekin pila bana osatuz:

26. ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Cu elektrodoarekin:
Prestaketa
Behaketa
Zn elektrodoarekin
Prestaketa
Behaketa

27. ELEKTRODO-POTENTZIALAK


Elektrodoaren potentzial estandarrak (Eº), hitzarmenez,
beti ematen dira erredukziorako; beraz, pila batean
katodoak balira bezala
ox. + n e- <=> erred. ; Eº
Potentzial positiboak prozesu espontaneoa adierazten
du, negatiboak ez-espontaneoa, bere aurkakoa litzateke
espontaneoa

28. ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Serie elektrokimikoa: (Ikus 427. orriko taula)

29. ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Aurreko taulan anodoa eta katodoa aukeratuz
eta haien potentzialak konbinatuz (anodoarenari
zeinua aldatuz) edozein pila baten potentziala
ezagutu daiteke: Eºosoa = Eºerredukzio + Eºoxidazio
Eºpila = Eºkatodo - Eºanodo

Elektrodo ezberdinekin pilen funtzionamendua

30. ELEKTRODO-POTENTZIALAK

KONTZENTRAZIOAREN ERAGINA POTENTZIALEAN:
Pilaren indar elektroeragilea kontzentrazio eta presioen
menpe dago. Batzuetan sistemaren baldintzak ez dira
estandarrak. Hau da, disoluzioen kontzentrazioak ez dira
1 M edo gasen presioak ez dira 1 atm.

Nernst-en Ekuazioa: baldintza ez-estandar
horietan potentziala kalkulatzeko erabiltzen da,
potentzial estandarrak ezagunetatik abiatuz.

31. ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Nernst-en Ekuazioa:




E: pilaren potentziala
Eº: pilaren potentzial estandarra
n: erreakzioan transferitutako elektroi-kopurua
Q: erreakzioaren zatidura; kontzentrazioak eta presioak soilik
ditu espresio honek.

32. ELEKTROLISIA


Piletan edo gelaxka elektrokimikoetan erredox
erreakzio espontaneoak gertatzen dira.
Baina posible da elektrizitatea erabiltzea
kanpotik espontaneoa ez den prozesua
gertatzera behartzeko. Horixe da
ELEKTROLISIA, zelula edo gelaxka elektrolitiko
batean egiten dena.

33. ELEKTROLISIA

34. ELEKTROLISIA


Zelula elektrolitikoak bi elektrodo ditu eta
bertan substantzia fundituta edo
disolbatuta sartzen da (elektrolitoa).
Zelula horiek kanpoko korrente elektriko
jarraiaren iturri batekin konektatzen dira.
Bateriak elektroien ponpa gisa
funtzionatzen du eta elektroiak elektroi
batetik bestera joatera behartzen du
elektrolitoan erredox prozesua behartuz.

35. ELEKTROLISIA

Pilekin berezitasunak:
PILA
zelula elektrokimikoa
ELEKTROLISIA
zelula elektrolitikoa
Erredox erreakzio espontaneoa
Erredox erreakzio ez-
Energia elektrikoa sortzen du
espontaneoa
Energia elektrikotik abiatuz
erreakzio kimiko batetik abiatuz
energia kimikoa sortzen du
Anodoa(-) eta katodoa(+)
Anodoa(+) eta katodoa(-)
Elektrodo bananduak (2 upel)
Upel elektrolitiko bakarra
Beti oxidazioa anodoan eta erredukzioa katoadoan

36. ELEKTROLISIA

Gatz funditu baten elektrolisia:
Oxidazioa anodoan (+):
Erredukzioa katodoan (-):

37. ELEKTROLISIA

Uraren elektrolisia:
Erredukzioa katodoan (-):
Oxidazioa anodoan (+):
Erredox prozesu globala:

38. ELEKTROLISIA

Elektrolisia ur-disoluzioan:
prozesua konplika daiteke lehian sar daitezkeelako
solutuaren ioiak eta ura bera. Kontuan hartu behar da ea
ura oxidatzen den (O2 emateko) edo erreduzitzen den
(H2 emateko) solutuaren ioiei gertatu beharrean.
CuSO4(aq)-aren elektrolisia:
Uraren erredukzio-potentziala Cu2+-rena baino txikiagoa
da, beraz katodoan Cu(s) lortzen da, anodoan, berriz
uraren oxigenoa oxidatzen da O2(g) askatuz:

39. ELEKTROLISIA
CuSO4(aq)-aren elektrolisia:
Erredukzioa katodoan (-):
2Cu2+(aq) + 4e- → 2Cu(s) ; Eº= +0,34 V
Oxidazioa anodoan (+):
2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) ; Eº= -1,23 V
------------------------------------------------------------Erreakzio osoa:

2Cu2+(aq)+2H2O(l) → 2Cu(s)+O2(g)+4H+(aq) ; Eº= -0,89V

40. ELEKTROLISIA

Faraday-ren legea: Elektrolisiaren alderdi
kuantitatiboa.
Upel elektrolitiko batetik igaro den elektrizitate-kantitatea
eta askatutako substantzia-kantitatea zuzenki
proportzionalak dira.


1 mol elektroiren karga 96500 C [1 (F) Faraday] da.
Upeletik pasatzen den elektroi kopurua (karga)
intentsitatea eta denbora biderkatuz lor daiteke:
Q (Coulomb) = I (Ampere) . t(segundo)

41. ELEKTROLISIA

Faraday-ren legea:
Met metalaren erredukziorako katodoan:
Metn+ + ne- → Met(s) ; estekiometrikoki:
1mol Met(s) lortzeko n mol elektroi behar direnez:
Mm (g) Met(s) <=> nF (Coulomb)
m (g) Met(s) <=> Q(=I.t) (Coulomb) ondorioz:
Mm . I . t
m (g) = ---------------n.F

42. ELEKTROLISIA

APLIKAZIOAK:




a) Zenbait substantzia lortzea: Cl2, NaOH
b) Metal puruen lorpena (Al) eta arazketa.
c) Estaldura metalikoak: Zilarreztatuak,
kromatuak, urreztatuak…
d) Metalen korrosioa ekiditea: Burdin
galbanizatua

43. ELEKTROLISIA

c) Zilarreztatua:

d) Babes katodikoa
(galbanizazioa)
korrosioaren aurka