Oxidación y Reducción

Oxidación y Reducción
Un poco de Historia
En 1718 Georg Stahl propuso la existencia
del “Flogisto”. Cuando un oxido se calienta en
presencia de carbono absorben de la atmosfera
al flogisto y al hacer combustión lo liberan.
1772 Louis-Bernard Guyton Morveau
postula y demuestra que los metales ganan peso
durante la combustión.
Antoine Laurent de Lavoisier se atreve a a
desechar la teoría del “Flogisto” y proponer que
la combustión se debe a la adición de oxigeno al
metal (oxidación) y que la formación de una
metal a partir de un óxido corresponde a la
perdida de oxígeno (reducción)
Oxidación vs Reducción
Oxidación
Reducción
Ganancia de átomos de oxígeno
Perdida de átomos de oxígeno
Perdida de átomos de hidrógeno
Ganancia de átomos de hidrogeno
Perdida de electrones
Ganancia de electrones
Aumento en el número de
oxidación
Disminución en el número de
oxidación
Número de oxidación
(estado de oxidación)
Valores teóricos que nos auxilian en la contabilidad
de electrones. Para asignar un valor es necesario
seguir las siguientes reglas:
1.- El número de oxidación de un átomo como
elemento es 0
2.- El número de oxidación de un ion monoatómico
es igual a su carga
3.- La suma algebraica de los numero de oxidación
de un compuesto poliatómico neutro es igual a
cero; en un ion poliatómico es igual a su carga
4.- En combinación de elementos, el elemento
mas electronegativo tiene un número de
oxidación negativo característico (p.ej., -3 para
el nitrógeno, -2 para el oxígeno, -1 para el cloro),
y el elemento mas electropositivo tiene número
de oxidación positivo.
5.- El hidrógeno normalmente tiene numero de
oxidación +1 ( excepto con los elemento mas
electropositivos que el, donde es -1)
Númeo de oxidación para el átomo de azufre en
H2SO4
2[𝑁𝑜𝑥 𝐻 ] + 𝑁𝑜𝑥 𝑆 + [𝑁𝑜𝑥 𝑂] = 0
2 +1 + 𝑁𝑜𝑥 𝑆
+ 4 −2 = 0
[𝑁𝑜𝑥 (𝑆)] = 6 +
Número de oxidación del átomo de Yodo en ICl44[𝑁𝑜𝑥 (𝐶𝑙)] + [𝑁𝑜𝑥 (𝐼)] = −1
4 −1 + [𝑁𝑜𝑥 𝐼 ] = −1
[𝑁𝑜𝑥 (𝐼)] = +3
• Átomo de carbono
CH2O formaldehido
• Átomo de hierro
Fe3O4 magnetita
• Átomo de nitrógeno
NH4Cl cloruro de amonio
• Átomo de Platino
K[Pt(NH3)Cl3) aminotricloroplatinato II de potasio
• Átomo de níquel
[Ni(en)3]Cl2 cloruro de trisetilendiaminniquel II
Número de oxidación y periodicidad
Reacciones redox
𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 → 𝑅𝑒𝑑1
𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2 + 𝑂𝑥2
𝑛𝑒2 𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒2 𝑛𝑒1 → 𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑1
𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒1 𝑛𝑒2 + 𝑛𝑒1 𝑂𝑥2
𝑛𝑒2 𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛𝑒1 𝑂𝑥2
Agente reductor y Agente oxidante
Agente reductor:
Sustancia con tendencia a oxidarse, capaz
de reducir a otra.
Agente oxidante:
Sustancia con tendencia a reducirse, capaz
de oxidar a otra.
Ejemplos de reacciones redox
• 𝐶𝑢(𝑠) + 2𝐴𝑔+ (𝑎𝑐) → 𝐶𝑢2+ (𝑎𝑐) + 2𝐴𝑔(𝑠)
• 𝐻2 𝑆(𝑔) + 2𝐹𝑒 3+ (𝑎𝑐) → 𝑆(𝑠) + 𝐹𝑒 2+ (𝑎𝑐) + 2𝐻 + (𝑎𝑐)
• 𝐹𝑒2 𝑂3 (𝑆) + 3𝐶𝑂(𝑔) → 2𝐹𝑒(𝑠) + 3𝐶𝑂2 (𝑔)
• 2𝑁𝑎(𝑆) + 2𝐻2 𝑂(𝑙) → 2𝑁𝑎+ (𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻 − (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔)
Potencial eléctrico
Trabajo por unidad de carga que se requiere
para mover una carga puntual desde un punto al
infinito hasta cierta distancia de una carga
estándar
Potenciales Redox
Potencial Normal de Hidrógeno
La potencia oxidante o reductora de una
semirreacción se puede determinar a partir del
potencial de media celda, que es el potencial de
semirreacción relativo al potencial de una
semirreacción en la que ion hidrógeno (1M) se
reduce a gas hidrogeno (100KPa):
2𝐻+ (𝑎𝑐) + 2𝑒 − → 𝐻2 (𝑔)
𝐸 𝑜 = 0.00𝑉
Potenciales estándar de reducción y
termodinámica
Proceso espontaneo Δ𝐺 𝑜 < 0
Relación de la energía libre de Gibbs y la
constante de equilibrio
Δ𝐺 𝑜 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾
Energía libre y potencial estándar de reducción
Δ𝐺 𝑜 = −𝑛𝐹𝐸 𝑜
𝐹 = 96485 𝐶 𝑚𝑜𝑙
Celdas electroquímicas
Potencial de Celda
Suma de los dos potenciales involucrados en la
reacción, uno de oxidación y otro de reducción
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸𝑎𝑛ó𝑑𝑜
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 − 𝐸𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛
Ecuación de Nernst
Para la reacción:
𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 → 𝑅𝑒𝑑1
Por definición:
𝑅𝑒𝑑1
𝑜
Δ𝐺 = Δ𝐺 + 𝑅𝑇𝑙𝑛
𝑂𝑥1
De:
Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸
𝑅𝑒𝑑1
𝑜
−𝑛𝐹𝐸 = −𝑛𝐹𝐸 + 𝑅𝑇𝑙𝑛
𝑂𝑥1
Si toda la ecuación de divide entre –nF:
𝑅𝑇
𝑅𝑒𝑑
1
𝑜
𝐸=𝐸 −
𝑙𝑛
𝑛𝐹
𝑂𝑥1
Mejor conocida como:
0.059
𝑂𝑥1
𝐸=𝐸 +
𝑙𝑜𝑔
𝑛
𝑅𝑒𝑑1
𝑜
Potencial de reducción y constante de
equilibrio
𝑛𝑒2 𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛𝑒1 𝑂𝑥2
Donde:
0.059
𝑂𝑥1
𝑜
𝐸 = 𝐸1 +
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒1
𝑅𝑒𝑑1
𝐸 = 𝐸2
𝑜
0.059
𝑂𝑥2
+
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒2
𝑅𝑒𝑑2
0.059
𝑂𝑥1
0.059
𝑂𝑥1
𝑜
𝐸1 +
𝑙𝑜𝑔
= 𝐸1 +
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒1
𝑅𝑒𝑑1
𝑛𝑒1
𝑅𝑒𝑑1
Arreglando tenemos:
𝑜
𝑜
𝐸1 − 𝐸2
𝑜
𝐸1 − 𝐸2
𝑜
𝑜
0.059
𝑂𝑥2
0.059
𝑂𝑥1
=
𝑙𝑜𝑔
−
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒2
𝑅𝑒𝑑2
𝑛𝑒1
𝑅𝑒𝑑1
𝑛𝑒2 𝑛𝑒1 0.059
𝑂𝑥2
0.059
𝑂𝑥1
=
𝑙𝑜𝑔
−
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒2 𝑛𝑒1 𝑛𝑒2
𝑅𝑒𝑑2
𝑛𝑒1
𝑅𝑒𝑑1
𝐸1 𝑜 − 𝐸2 𝑜
0.059
𝑂𝑥2
=
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒2 𝑛𝑒1
𝑂𝑥1
𝑛𝑒1
𝑛𝑒2
𝑅𝑒𝑑1
𝑅𝑒𝑑2
𝑛𝑒2
𝑛𝑒1
𝐸1 𝑜 − 𝐸2 𝑜
0.059
𝑂𝑥2
=
𝑙𝑜𝑔
𝑛𝑒2 𝑛𝑒1
𝑂𝑥1
𝑛𝑒1
𝑛𝑒2
𝑅𝑒𝑑1
𝑅𝑒𝑑2
0.059
𝐸1 − 𝐸2 =
𝑙𝑜𝑔𝐾𝑒𝑞
𝑛𝑒2 𝑛𝑒1
Despejando para Keq
𝑜
𝑜
𝐾𝑒𝑞 = 10
𝐸1 𝑜 −𝐸2 𝑜 𝑛𝑒2 𝑛𝑒1
0.059
𝑛𝑒2
𝑛𝑒1
Propiedades redox y propiedades
periódicas
Un grupo de metales Na, Mg, Sn, Ag y Pt; se
hacen reacionar con H2O, HCl y HNO3
Proceso
Potencial Redox (V)
Na+/Na
-2.713
Mg2+/Mg
-2.37
Sn2+/Sn
-0.140
Ag+/Ag
+0.7
Pt2+/Pt
+1.18
H+/H2
0.00
H2O/H2
-0.828
NO3-/NO2
+0.80
Elemento Potencial E. I. (KJ)
E
Na
-2.713
495.8
0.9
Mg
-2.37
737.7
1.2
Sn
-0.140
708.6
1.8
Ag
+0.7
731.0
1.9
Pt
+1.18
870.0
2.2
E.I. Vs Potencial
900
850
800
Energía de Ionización
750
700
650
600
550
500
450
400
-3
-2.5
-2
-1.5
-1
-0.5
Potencial (V)
0
0.5
1
1.5
Electronegatividad vs Potencial
2.3
2.1
1.9
Electronegatividad
1.7
1.5
1.3
1.1
0.9
0.7
-3
-2.5
-2
-1.5
-1
-0.5
Potencial (V)
0
0.5
1
1.5