1 reglas para asignar números de oxidación reglas para

„
OXIDACIÓN es un proceso en el que un
elemento o compuesto gana oxígeno.
2 CaO
2 Ca + O2
CH4
„
CO 2
+ O2
Co
+ 3C
4 Fe + 3 CO2
+ H2 O
OXIDACIÓN es un proceso en el cual una
especie química pierde electrones.
Mg
Mg
„
2 Fe2O3
REDUCCIÓN es un proceso en el que un
elemento o compuesto pierde oxígeno.
CoO + H2
„
+ H2O
2+
+ 2e
-
REDUCCIÓN es un proceso en el cual una
especie química gana electrones.
S
+ 2e
-
S
2-
OXIDANTE es una sustancia que produce
la oxidación de otra.
„ REDUCTOR es una sustancia que
produce la reducción de otra.
„ NÚMERO DE OXIDACIÓN sería la carga
eléctrica que tendría un átomo si los
electrones de los enlaces covalentes se
asignasen al otro átomo electronegativo.
„
REGLAS PARA ASIGNAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
„
El número de oxidación de un elemento
libre es cero.
„
El número de oxidación de un elemento
en un ion monoatómico es igual a la carga
de ese ion.
„
„
H2, O2, P4, Na, Cu,…
Na+, Fe3+, S2-
REGLAS PARA ASIGNAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación del oxígeno
combinado en iones poliatómicos o en
moléculas es -2, excepto en los peróxidos
que es -1.
„ El número de oxidación del hidrógeno
combinado con no metales es +1, excepto
en los hidruros que es -1.
„
1
REGLAS PARA ASIGNAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
„
En una molécula neutra, la suma de los
números de oxidación ha de ser cero,
mientras que en un ion, la suma será la
carga neta del ion.
„
Una reacción química es redox, si en el
transcurso de la misma, uno de los
átomos cambia de estado de oxidación.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
Cr2O 7
K2Cr2O 7 +
KMnO4
+
HBr
+ H2SO 4
FeSO4 + H2SO4
CrO 2 +
MnSO4 +
Br 2
Fe2(SO4) 3
+ K2SO 4 + H2O
+
K2SO 4
+
H2O
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
… Ajustar
el O añadiendo H2O en el lado que
necesita O.
„
2-
+
Fe
2+
Cr
3+
+
Fe
3+
MEDIO ÁCIDO
… Dividir
la reacción en dos semireacciones.
… Ajustar
otros átomos que no sean H y O.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
… Ajustar
la carga añadiendo electrones.
… Hacer
el H añadiendo H+ en el lado que
necesita H.
… Ajustar
que el número de electrones ganados
sea igual al número de electrones perdidos y
entonces sumar las dos semireacciones.
2
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
aquellas especies que son iguales
en ambos lados de la ecuación.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
SO 3
… Suprimir
„
2-
+
MnO 4
-
SO 4
2-
+
MnO 2
MEDIO BÁSICO
… Adicionar
a ambos lados de la ecuación el mismo
número de OH− que los H+ existentes.
… Combinar
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
… Anular
cualquier molécula de H2O que
puedas.
VALORACIONES REDOX
„
Equivalente-gramo de una sustancia son
los gramos de esa que se combinan,
desplazan o ceden un mol de iones de
hidrógeno.
„
Equivalente-gramo de un oxidante o de un
reductor sería la cantidad del mismo que
reacciona o produce un mol de electrones.
VALORACIONES REDOX
„
En las valoraciones de oxidaciónreducción un oxidante se valora frente a
un reductor. En estos casos, el número de
electrones que gana el oxidante es igual al
número de electrones que cede el
reductor, y se cumplirá:
…
nº de equivalentes de oxidante = nº equivalentes de reductor
H+ y OH− para formar H2O.
Celdas electroquímicas
Se denomina pila o celda galvánica a un
sistema o dispositivo en el que se
transforma energía química en energía
eléctrica.
„ Una celda electroquímica es un dispositivo
que permite obtener una corriente
eléctrica a partir de una reacción redox
espontánea.
„
3
Voltímetro
Ox
Oxidación
Reducción
An
Ánodo −
de cinc
Zn →
Zn2+
⊕ Catodo
Cátodo
de cobre
+
Membrana
porosa
Puente
salino
2e−
Cu2+ + 2e− → Cu
Tapones
algodón
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Ε ο = 1,1 V
Notación convencional de las
celdas
„
Para la pila Daniell sería:
… Zn
(s) |
Zn2+
(aq) ||
Cu2+
Tipos de electrodos
„
Electrodo metálico de metal activo
…
(aq) | Cu (s)
„
Electrodo metálico de metal inerte
…
„
Pila con electrodos gaseosos, donde no
están separadas las disoluciones
… Ni
(s) | Ni2+ , Cl- (aq) | Cl2 (g) | Pt (s)
Están formados por una barra de metal introducida en una disolución
de sus propios iones.
Cuando la oxidación o reducción se produce en un celda entre iones en
disolución, se necesita un conductor que sea inerte.
„
„
…
Cuando la especie que sufre la oxidación o reducción es un gas, se
necesita como una pequeña campana que permita mantener el gas y
que tenga un conductor inerte para que puedan circular los electrones.
„
Potenciales estándar de electrodo
„
Se ha elegido el electrodo estándar de
hidrógeno, un electrodo en el que el gas H2 a la
presión de 1 atm está en contacto con iones H+
en concentración 1 M. Las reacciones que se
producen en este electrodo cuando actúa de
cátodo o de ánodo son:
H2 → 2 H+ + 2 e- Eº = 0
… Cátodo: 2 H+ + 2 e- → H2 Eº = 0
… Ánodo:
Pt | Fe2+ (aq) , Fe3+ (aq)
Electrodo de gases
Pt | H+ (aq, 1M) | H2 (g, 1 atm)
Potenciales estándar de electrodo
Eº (pila) = Eº (oxidación Zn) + Eº (reducción del H+)
0,76 V = Eº (oxidación Zn) + 0 V
Eº (reducción Zn2+) = -0,76 V
Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V
Eº (pila) = Eº (oxidación H2) + Eº (reducción Ag+)
0,80 V = 0 V + Eº (reducción Ag+)
Eº (reducción Ag+) = 0,80 V
Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V
4
Potenciales estándar de electrodo
„
„
„
„
Los electrodos que tienen potenciales de reducción
negativos tienen menos tendencia a reducirse que el
hidrógeno.
Cuanto más negativo sea el potencial de reducción de
un electrodo, más tendencia tendrá a oxidarse y, por
tanto, mayor será su potencial reductor.
Cuanto más positivo sea el potencial de reducción de un
electrodo, más tendencia tendrá a reducirse y, por tanto,
mayor será su poder oxidante.
Si tenemos dos semipilas, la reacción de reducción se
producirá en la de mayor potencial de reducción.
Efecto de la concentración en el potencial
„
Cuando el proceso de reducción no ocurre en
condiciones estándar habrá que hallar el
potencial de reducción haciendo uso de la
ecuación de Nernst. A 298 K, la ecuación será:
Potencial de reducción estándar
0,0592
E = E º−
log Q
n
Cociente de la reacción en el sentido
que es espontáneo el proceso
Nº electrones transferidos en la reacción
ELECTRÓLISIS
ELECTRÓLISIS
Ánodo (oxidación) (+)
Ánodo
Cátodo
2 Cl
-
Cl2
+ 2e
-
Eº = -1,36 V
Cátodo (reducción) (-)
2 Na
+
2 Na
+
+ 2e
+ 2 Cl
-
-
Eº = -2,71 V
2 Na
2 Na
+ Cl2
Eº =
V
La electrólisis es la producción de una reacción redox no
espontánea, mediante el paso de una corriente eléctrica a
través de un electrolito.
LEYES DE FARADAY
Existe una relación definida entre la
cantidad de electricidad que pasa por una
cuba electrolítica y la cantidad de
productos liberados por los electrodos.
„ 1. La cantidad de una sustancia liberada
en un electrodo es directamente
proporcional a la cantidad de electricidad
que ha pasado por la cuba electrolítica.
„
LEYES DE FARADAY
„
2. Las masas de distintas sustancias
liberadas en los electrodos por una misma
cantidad de electricidad son directamente
proporcionales a sus equivalentes
químicos.
5
EJEMPLO
„
„
La cantidad de electricidad de un mol de
electrones es aproximadamente 96500 C/mol.
Recibe el nombre de Faraday
La cantidad de electricidad o carga eléctrica, q,
que ha estado pasando durante un cierto
tiempo, t, está relacionada con la intensidad de
corriente, I, según la ecuación: q = I . t
… Unidades
q – Culombios (C)
I – Amperios (A)
… Tiempo t – segundos (s)
… Intensidad
Ag+ + 1e−
„ Cd2+ + 2e−
„ Podemos decir:
„
Ag
Cd
… Un
mol de electrones produce un mol de plata
Faraday produce un mol de plata = 1 eq
… Dos moles de electrones produce un mol de Cd
… Un Faraday produce ½ mol de Cd = 1 eq
… Un
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