Presentación para la realización de un fractal de Sierpinski cooperativo dentro de una actividad de la VIII Semana Temática: PiK2 x los fractales, del IES Sierra Minera de La Unión, Murcia (España)
Presentación para la realización de un fractal de Sierpinski cooperativo dentro de una actividad de la VIII Semana Temática: PiK2 x los fractales, del IES Sierra Minera de La Unión, Murcia (España)
As células son estruturas químicas que funcionan a temperatura constante, creando e mantendo a súa organización, ordenada e complexa, a expensas da materia que obteñen do contorno e que transforman nos millares de reaccións químicas que constitúen o metabolismo celular.
1. As reaccións de oxidación – reducción REDOX 2º Bacharelato - Química Francisco Mariño Domínguez
2. Evolución histórica No ano 1775 Lavoisier consideraba as reacción redox, como aquelas nas que se intercambiaban átomos de osíxeno Onde, oxidación significaba ganancia de osíxeno e reducción perda de osíxeno
3. Evolución histórica A perda e a ganancia de hidróxeno, tamén foi considerada (nas reaccións orgánicas) como concepto de oxidación e reducción. Onde, oxidación significaba perda de hidróxeno e reducción ganancia de hidróxeno
4. Evolución histórica Desde o descubrimento do electrón no ano 1904 o concepto de oxidación e reducción asóciase co estado eléctrico da materia Onde oxidación significa perda de electróns e reducción, ganancia de electróns Ante a imposibilidade de falar de ións nos compostos covalentes (nos iónicos é unha idea moi clara), establécese a necesidade dun novo concepto, o número de oxidación. (Nox) Onde oxidación significa aumento do número de oxidación (Nox) e reducción, diminución do número de oxidación (Nox).
5. Os números de oxidación Asignámoslle a cada átomo unha carga “ficticia” acordo ca súa electronegatividade. É dicir, entendemos por número de oxidación, a carga que tería un átomo nunha molécula (ou ión) se tivera transferidos completamente tódolos electróns. Esta asignación faise segundo unhas determinadas regras:
6. As regras para determinar os números de oxidación 3. O número de oxidación do osíxeno é normalmente –2 . Para o H 2 O 2 e o O 2 2- é –1 . 4. O número de oxidación do hidróxeno é +1 excepto nos hidruros metálicos que é –1 . 1. Os elementos libres ( sen combinarse ) teñen un número de oxidación igual cero. Na, Be, K, Pb, H 2 , O 2 , P 4 = 0 2. Nos ións monoatómicos o número de oxidación e igual a súa carga. Li + = +1 ; Fe 3+ = +3 ; O 2- = -2
7. 6- O fluor ten sempre –1 . O mesmo co resto dos halóxenos (Cl, Br e I) excepto cando se combinan co osíxeno onde terán nº de oxidación positivos. 5- Os metais do grupo IA teñen +1 , os do grupo IIA +2 As regras para determinar os números de oxidación 7- A suma dos números de oxidación de tódolos átomos dunha molécula ou ión e igual a carga do ión ou da molécula.
9. REDOX Segundo a definición de reacción redox os procesos de oxidación e de reducción son simultáneos, esto implica as seguintes definicións: Especie oxidante : Especie química que favorece a oxidación, e polo tanto redúcese . Especie reductora : Especie química que favorece a reducción, e polo tanto oxídase . Fai os exercicios dos apuntes, páx 3 3 -2 2 -2 0 4 -2 R. Reducción R. Oxidación O Ferro redúcese É polo tanto un axente oxidante O Carbono oxídase É polo tanto un axente reductor
10. O axuste das reaccións Redox Método ión – electrón. En medio ácido Exemplo 1º - Anota os números de oxidación enriba de cada elemento
11. O axuste das reaccións Redox Método ión – electrón. En medio ácido Exemplo 1º - Anota os números de oxidación enriba de cada elemento 1 7 -2 1 6 -2 1 3 -2 2 6 -2 1 -2 4 -2 1 6 -2
12. O axuste das reaccións Redox 2º - Escribe as dúas semirreaccións en forma iónica 3 4 Semirreacción de oxidación Semirreacción de reducción 7 2 Axente reductor Axente oxidante
13. O axuste das reaccións Redox 3º - Igualámolas estequiométricamente, empregando augas para os osíxenos, e protóns ( ) para os hidróxenos
14. O axuste das reaccións Redox 4º - Igualámos electricamente as reaccións, colocando electróns no lado que corresponda.
15. O axuste das reaccións Redox 5º - Multiplicamos cada semirreacción polo número preciso para que o número de electróns intercambiados sexa o mesmo ( ( ( ( X5 X2
16. O axuste das reaccións Redox 6º - Sumamos as dúas semirreaccións para obter a ecuación iónica igualada.
17. O axuste das reaccións Redox 6º - Sumamos as dúas semirreaccións para obter a ecuación iónica igualada.
18. O axuste das reaccións Redox 7º - Obtemos agora o axuste molecular. Se é necesario faremos un axuste por tanteo. Especie que non actúa directamente na reacción (espectadora), o seu axuste farémolo por tanteo
19. O axuste das reaccións Redox Método ión – electrón. En medio básico Exemplo 1º - Anota os números de oxidación enriba de cada elemento
20. O axuste das reaccións Redox Método ión – electrón. En medio básico Exemplo 1º - Anota os números de oxidación enriba de cada elemento 1 5 -2 3 -1 1 -2 1 1 -1 1 6 -2 1 -2
21. O axuste das reaccións Redox 2º - Escribe as dúas semirreaccións en forma iónica 3 6 Semirreacción de oxidación Semirreacción de reducción 5 -1 Axente reductor Axente oxidante
22. O axuste das reaccións Redox 3º - Igualámolas estequiométricamente, empregando augas para os osíxenos, e protóns ( ) para os hidróxenos
23. O axuste das reaccións Redox 4.1º - Eliminamos os protóns ( ) engadindo a mesma cantidade de hidroxilo ( ) Lembra que:
24. O axuste das reaccións Redox 4.2º - Eliminamos os protóns ( ) engadindo a mesma cantidade de hidroxilo ( ) Lembra que:
25. O axuste das reaccións Redox 4º.3 - Eliminamos os protóns ( ) engadindo a mesma cantidade de hidroxilo ( ) Lembra que:
26. O axuste das reaccións Redox 5º - Igualamos electricamente as dúas reaccións sumando electróns No lado que sexa preciso
27. O axuste das reaccións Redox 6º.1 - Multiplicamos cada semirreacción polo número axeitado para que o número de electróns intercambiados sexa o mesmo. ( ( X2
28. O axuste das reaccións Redox 6º.2 - Multiplicamos cada semirreacción polo número axeitado para que O número de electróns intercambiados sexa o mesmo
29. O axuste das reaccións Redox 7 - Sumamos as dúas semirreaccións e obtemos a ecuación iónica axustada
30. O axuste das reaccións Redox 7 - Sumamos as dúas semirreaccións e obtemos a ecuación iónica axustada
31. O axuste das reaccións Redox 8 - Podemos agora obter a ecuación molecular axustada. Se é necesario faremos finalmente un axuste por tanteo. Neste caso os potasios axustámolos por tanteo.
32. Os cálculos estequiométricos De maneira similar ao que ocorre nas reaccións ácido – base os cálculos estequiométricos lévanse a cabo equivalente a equivalente. Nox · Vox = Nrd · Vrd Recorda: Normalidade = valencia = nº de electróns postos en xogo N = M · V
33. A célula ou pila Galvánica Cando introducimos unha barra de cinc nunha disolución de cobre, ocorre o seguinte:
34. A célula ou pila Galvánica. Pila Daniell Se aproveitamos o intercambio anterior de electróns nun circuíto exterior, teremos unha pila ou célula galvánica. (Reacción espontánea empregada para producir corrente eléctrica)
36. Potencial normal de electrodo Posto que nas pilas créase unha diferencia de potencial, É lóxico pensar que existe un potencial para cada electrodo, sendo a diferencia, a forza electromotriz da pila. Como sabemos as reacción redox son simultáneas, e teñen que coexistir as dúas, resultando imposible coñecer o potencial absoluto dun electrodo. Por todo isto definiuse o electrodo normal de hidróxeno, asignándolle o valor cero.
37. Potencial normal de electrodo Electrodo normal de hidróxeno Neste electrodo poden ocorrer dúas reaccións: Oxidación (polo negativo): Reducción (polo positivo): Que ocorra unha ou outra dependerá de cal é o outro electrodo
41. Potencial normal de electrodo 1- Canto máis positivo sexa un potencial, maior tendencia terá a reducirse 2- Canto maior é a tendencia a reducirse, maior poder oxidante terá 3- Canto máis negativo sexa un potencial, maior tendencia terá a oxidarse 4- Canto maior é a tendencia a oxidarse, maior poder reductor terá 5- Para coñecer o potencial dunha pila empregaremos a seguinte expresión
42. Espontaneidade das reaccións Redox Podemos dicir que unha reacción redox será espontánea se a diferencia de potencial é positiva: Para estas reccións a Enerxía libre de Gibbs será: en conccións estandar Onde. : é a constante de Farady, e representa a carga dun mol de electróns = 96500 C F
43. Electrólise Na electrólise prodúcese unha reacción redox pola acción da electricidade. Se non fose así o proceso non sería espontáneo
46. Electrólise (Leis de Faraday) Electrólise da auga 1ª Lei: A masa de substancia liberada nun electrodo é directamente Proporcional a cantidade de electricidade que pasou ao través do circuíto 2ª Lei: A masa de substancia liberada é proporcional a súa masa equivalente, para unha cantidade de electricidade determinada
